pH ÖLÇÜMÜ
GİRİŞ
pH bir çözeltinin asitlik veya alkalinlik derecesini tarif eden ölçü birimidir.
0'dan 14'e kadar olan bir skalada ölçülür. pH teriminde p; eksi logaritmanın matematiksel sembolünden,ve H ise Hidrojenin kimyasal formülünden türetilmişlerdir.
pH tanımı Hidrojen konsantrasyonunun eksi logaritması olarak verilebilir:
pH = -log[H+]
pH hidrojen iyonun aktivitesi cinsinden bir asit veya bazın derecesini ifade etme yoluyla ihtiyaç duyulan kantitatif bilgiyi sağlar.Bir maddenin pH değeri hidrojen iyonu [H+] ile hidroksil iyonunun [OH-] derişimlerinin oranına direk bağlıdır. Eğer H+ derişimi OH- derişiminden fazla ise maddemiz asidik; yani pH değeri 7 den düşüktür.
Eğer OH- derişimi H+ derişiminden fazla ise maddemiz bazik; yani pH değeri 7 den büyüktür. Eğer OH ve H+ iyonlarından eşit miktarlarda mevcut ise, madde 7 pH değerine sahip olmak üzere nötraldir.
Asit ve bazlar herbiri serbest hidrojen ve hidroksil iyonlarına sahiptirler. Belli koşullarda ve belli bir
çözeltide hidrojen ve hidroksil iyonlarının ilişkileri sabit olduğu için, birini tesbit etmek diğerini bilmek ile mümkündür. Bu anlamda, pH, tanımsal açıdan hidrojen iyonu aktivitesinin seçici bir ölçümü olsa da, hem alkalinlik hem de asitliğin bir ölçüsüdür. pH logaritmik bir fonksiyon olması açısından, pH değerindeki bir birimlik değişim hidrojen iyon derişimindeki on-katlık değişime karşılık gelir.
Tablo-1'de hem hidrojen hem de hidroksil iyonlarının konsantrasyonlarını farklı pH değerlerinde
görebiliriz.
MOLAR KAVRAMI
Bir bileşiğin molü moleküllerin Avogadro sayısı (6.02 x 1023 molekül) olarak tanımlanır. Kütlesi ise
yaklaşık olarak gram cinsinden moleküler ağırlığa eşittir.
Örneğin, sodyum hidroksit, NaOH için, moleküler ağırlık 23+16+1 = 40 olup, bir molünde 40 gram
mevcuttur. Hidrojen [H+] iyonunun atomik ağırlığı bir (1) olduğuna göre, bir mol hidrojende 1 gram
hidrojen iyonu mevcuttur. pH’ı 10 olan bir çözeltide 1 x 10-10 mol hidrojen iyonu, veya bir litre
çözeltide 10-10 gram vardır.
İYONLAŞMA
İyon yüklü bir parçacık olup elektron(lar) kazanmış veya kaybetmiş bir atom veya molekül tarafından
yaratılır. Çözeltide iyonların varlığı, içinden bir iletken gibi elektriksel enerjinin geçirilmesine olanak verir.
Farklı bileşikler, atomların elektron kaybedip kazanma kabiliyetine bağlı olarak çözeltilerde farklı
miktarlarda iyonlar oluşturur. Çözeltide hidrojen (H+) veya hidroksil (OH-) iyonlarını oluşturma amacıyla bağlanlarını çözerler (veya iyonize olurlar).
Bağlarını kolayca ayıran moleküller su çözeltisinde iken kuvvetli asit veya bazlar oluşturacaktır. Bunlara örnek hidroklorik asit (HCl) ve sodyum hidroksittir(NaOH):
HCl +H2O ---> H3O + Cl
NaOH ---> Na+ + OHSulu
oluşturur. Bu cins çözeltilerin ölçümleri bu bakımdan hidronyum iyonu konsantrasyonu ölçümleridir.
Genellikle pH ölçümü ile ilgili uygulamalarda “hidronyum iyonu” ve “hidrojen iyonu” birbirleri ile
değişmeli olarak kullanılırlar.
Bazı bileşikler zayıf asit ve bazlar oluştururlar; bileşiklerin sadece çok az bir yüzdesi kendilerini oluşturan iyonlara ayrışırlar, böylelikle çok az hidrojen veya hidroksil iyonu oluşur. Buna bir örnek, her 100 molekül başına bir adetten daha az hidrojen iyonundan daha az oluştuğu, asetik asittir.
H2O + CH3COOH---> H3O+ + CH3COO
Saf su da, 25°C da her bir su molekülü başına 10-7 hidrojen ve 10-7 hidroksil iyonu olmak üzere zayıfça
ayrışır.
2H2O---> H3O+ + OH
Suya asitin ilavesi hidrojen iyon konsantrasyonunu arttırırken hidroksil iyon konsantrasyonunu azaltır.
Suya ilave edilen bir baz ters etki yapar. Hidroksil iyonlarının konsantrasyonu artar ve hidrojeniyonlarının konsantrasyonu düşer.
H2O + HCl-----> H3O+ + Cl-
H2O + NaOH----> Na+ + H2O + OH
pH ölçümümünün çok geniş kullanım alanları vardır. Örneğin, pH ölçüm ve kontrolü içme suyunun
saflandırılmasında, şeker üretiminde, Tarımsal üretim de, atık maddelerin işlenmesinde, gıda proseslerinde, elektrokaplamada, ve kozmetik maddeler ile ilaçların başarılı etkinliği ve güvenliğinin temininde anahtar rol oynar. Bitkilerin düzgün gelişebilmesi için toprağın belli pH aralığında olması gerekir, hayvanların kan pH’ı doğru sınırlar dahilinde değil ise hastalanabilir veya ölebilirler.Şekil 1’de bazı genel endüstriyel veya ev içinde kullanılan ürünlerin pH değerleri verilmiştir.
pH ÖLÇÜMÜ
Yaklaşık bir pH belirlemesi, pH seviyesi değiştikçe değişik renk alan pH kağıtları veya göstergeleri ile elde edilebilir. Bu tip göstergelerin doğruluklarında sınırlamalar mevcuttur, ve renkli veya koyu
örneklerde doğru olarak sonuç elde etmek zorlaşabilir.
Daha doğru pH ölçümleri bir pH metre ile elde edilebilir. pH ölçümü üç parçadan oluşur: pH ölçüm
elektrodu, referans elektrodu, ve yüksek empedans girişli bir cihaz. pH elektrodu, ölçülen çözeltinin
pH’ına göre voltaj veren bir pil gibi düşünülebilir. pH ölçüm elektrodu hidrojen iyonuna hassas bir cam haznedir. Haznenin içinde ve dışındaki bağıl hidrojen konsantrasyon değişimine göre farklı milivolt çıkışı verir.
Referans elektrodu çıkışı hidrojen iyonu aktivitesi ile değişmez. pH elektodunun iç direnci çok yüksektir.
pH değişimine göre ortaya çıkan voltaj değişimini ölçmede zorluk çıkarır. pH metrenin giriş empedansı ve kaçak dirençler önemli faktörler haline gelir. pH metre temel olarak yüksek empedanslı bir yükseltici olup anlık elektrod voltajlarını ölçüp sonuçları analog veya dijital bir göstergede pH birimi cinsinden gösterir. Bazı hallerde, özel kullanım alanları veya iyon-seçici ya da Oksidasyon-İndirgeme Potansiyeli (ORP) elektrodlar için voltaj da okunabilir.
SICAKLIK KOMPANZASYONU (DENGELEMESİ)
Sıcaklık Kompanzasyonu cihaz içine alınmaktadır. Çünkü pH ölçümü ve elektrodları sıcaklığa karşı
hassastır. Sıcaklık kompanzasyonu manuel veya otomatik olabilir. Manuel kompanzasyonda, ayrı bir
sıcaklık ölçümü gereklidir, ve pH metrenin manuel kompanzasyon kontrolü yaklaşık sıcaklık değerine göre ayarlanır. Otomatik sıcaklık kompanzasyonunda (ATC), kendi başına çalışan bir sıcaklık probundan gelen sinyal pH metreye beslenir, böylece numunenin pH değeri doğru olarak o sıcaklıkta belirlenir.
TAMPON ÇÖZELTİLER
Tamponlar pH değerleri sabit olan ve o pH seviyesinde değişimlere dirençli duran çözeltilerdir. pH ölçüm sistemini ( pH metre ve elektrodu) kalibre etmede kullanılırlar.
Zaman geçtikçe bir elektrodun bir diğerinden çıkış bakımından ufak farkları olabilir. Sistem bu bakımdan periyodik olarak kalibre edilmelidir.Tamponlar geniş bir pH değer aralığında mevcuttur. Hem hazır karışmış sıvı olarak hem de toz kapsül biçimde temin edilirler. Çoğu pH metre birkaç spesifik pH değerinde kalibre edilmelidirler. İlk kalibrasyon genellikle izopotansiyel nokta ( pH 7 de ve 25°C’da elektrodun verdiği sinyal 0mV’dur) civarında yapılmalıdır, ve bir ikincisi de ya pH4 ya da pH10’da yapılmalıdır. Ölçümü yapılacak numunenin fiili pH değerine mümkün olan en yakın tamponu seçmek en iyisi olacaktır.
SICAKLIK ETKİLERİ
pH elektrodu sıcaklığa bağlıdır, ve pH metre devresinde dengelenir. pH metre devre sistemi, pH
elektrodunun genel bir matematiksel tanımı olan, Nernst denkleminden faydalanır.
E = Ex + {2.3RTK / nF} log (ai)
Burada:Ex = referans elektroduna bağlı olan sabit
R = sabit
TK = mutlak sıcaklık (Kelvin)
n = iyonun yükü ( işareti dahil olmak üzere)
F = sabit
Ai = iyon aktivitesi
pH ölçümünde bizi ilgilendiren hidrojen iyonundaki H+ olup:
{2.3RTK / nF} = 59.16 mV
pH, hidrojen ion etkinliği logaritmasının eksi değeri olarak belirlenmiş olduğundan, her hangi bir
sıcaklıkda genel denklem şöylece ifade edilebilir:
E = Ex - 1.98 Tk pH
değerini değiştirecektir. Sıcaklığa karşı elektrod hassasiyetindeki değişimler doğrusal bir fonksiyon olup pek çok pH metre bu dengelemeyi sağlamak üzere gerekli akım tasarımı ile techiz edilmiştir.
Şekil 2 farklı sıcaklıkların, cam pH elektrodunun sinyalleri üzerindeki etkisini göstermektedir.
Şekil.2 bu üç eğimin, 0 mV ve pH 7 durumundaki noktada kesiştiğini göstermektedir; bu izopotansiyel noktada temperaturla ilgili olarak milivolt değişikliği olmadığı anlamı çıkar. Aynı zamanda, pH 7 civarında ölçüm çalışması yapıldığı vakit, temperatur dengelemesinin belirgin bir faktör olmadığı görülür. Bununla beraber, pH 3.0 veya 11.0 düzeylerinde bir ölçüm çalışması yapıldığı vakit, 15°C lik bir sıcaklık değişikliği 0.2 pH hatasına yol açabilir. Elektrod üzerinde sıcaklık etkisinin doğrusal olduğu gösterilmiş olduğu için, pH üzerinde sıcaklık bağımlılığı şöylece ifade edilebilir: 0,03 pH hatası / pH birim başına / 10°C
Numunenin gerçek pH'ı, çözeltinin hidrojen iyon aktivitesinde (etkinliğinde) olan değişikliklerden
dolayı ve çözeltinin sıcaklığına bağlı olarak, gerek bileşiğin iyonlanması ve gerekse çözeltideki hidrojen iyon etkinliğinin sıcaklığa bağımlı olmasından dolayı değişebilmektedir. Doğru bir pH ölçümünün istenilen sıcaklıkda yapılması gerektiği için dengeleme mekanizması bu düzeltmeyi esasen yapmaz, zaten bunu yapması da istenmez. Sıcaklık dengelemesi, gerçek çözeltinin pH'ındaki değişiklik için değil, yalnızca elektrodun çıkışı için bir düzeltme yapar.
Sıcaklık cam membranın (zarın) empedansına da etki yapar. 25°C nin altında, her 8°C için
belirlenmiş olan empedans iki kat bir değere çıkar. Camın cıdarının orijinal empedansına bağlı olarak, ölçüm aparatının düşük sıcaklıklarda ölçüm yapacak ise daha yüksek empedansa sahip olması
gerekmektedir.
0°C 25°C 100°C
0 375 410 540
1 321 351 463
2 268 293 386
3 214 234 309
4 161 176 231
5 107 117 154
6 54 59 77
7 0 0 0
8 (54) (59) (77)
9 (107) (117) (154)
10 (161) (176) (231)
11 (214) (234) (309)
12 (268) (293) (386)
13 (321) (351) (463)
14 (375) (410) (540)
