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新款pH計原理以及測量要點
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新款pH計原理以及測量要點

 

原理

 

  什么是pH?pH是拉丁文"Pondus hydrogenii"詞的縮寫(Pondus=壓強、壓力hydrogenium=),用來量度物質中氫離子的活性。這活性直接關系到水溶液的酸性、中性和堿性。水在化學上是中性的,但不是沒有離子,即使化學純水也有微量被離解:嚴格地講,在與水分子水合作用以前,氫核不是以自由態(tài)存在。

 

  H2O H2O=H3O OHˉ,由于水合氫離子(H3O)的濃度是與氫離子(H)濃度等同看待,上式可以簡化成下述常用的形式:

 

  H2O=H OHˉ

 

  此處正的氫離子,人們在化學中表示為"H離子""氫核"。水合氫核表示為"水合氫離子"。負的氫氧根離子稱為"氫氧化物離子"。

 

  利用質量作用定律,對于純水的離解可以找到平衡常數加以表示:

 

  K=H3O×OH----H2O

 

  由于水只有少量被離解,因此水的質量摩爾濃度實際為常數,并且有平衡常數K可求出水的離子積KW。

 

  KW=K×H2O KW= H3O·OH-=10·10=10mol/l(25)

 

  也就是說對于升純水在25℃時存在10摩爾H3O離子和10摩爾OHˉ離子。

 

  在中性溶液中,氫離子H和氫氧根離子OHˉ的濃度都是10mol/l。如:

 

  假如有過量的氫離子H,則溶液呈酸性。酸是能使水溶液中的氫離子H游離的物質。同樣,如果使OHˉ離子游離,那么溶液就是堿性的。所以,給出H值就足以表示溶液的性,呈酸性還是堿性,為了免于用此分子濃度負冪數行運算,生物學家澤倫森(Soernsen)1909年建議將此不便使用的數值用對數代替,并定義為"pH"。數學上定義pH值為氫離子濃度的常用對數負值。即pH=-log[H]

 

  因此,pH值是離子濃度以10為底的對數的負數:

 

  改變50m的水的pH值,從pH2pH3需要500L漂白劑。然而,從pH6pH7只需要50L的漂白劑。

 

  測量pH值的方法很多,主要有化學分析法、試紙法、電位法。現主要介紹電位法測得pH值。

 

  電位分析法所用的電被稱為原電池。原電池是個系統(tǒng),它的作用是使化學反應能量轉成為電能。此電池的電壓被稱為電動勢(EMF)。此電動勢(EMF)由二個半電池構成,其中個半電池稱作示電,它的電位與定的離子活度有關,如H;另個半電池為參比半電池,通常稱作參比電,它般是測量溶液相通,并且與測量儀表相連。

 

  例如,支電由根插在含有銀離子的鹽溶液中的根銀導線制成,在導線和溶液的界面處,由于金屬和鹽溶液二種物相中銀離子的不同活度,形成離子的充電過程,并形成定的電位差。失去電子的銀離子溶液。當沒有施加外電流行反充電,也就是說沒有電流的話,這過程終會達到個平衡。在這種平衡狀態(tài)下存在的電壓被稱為半電池電位或電電位。這種(如上所述)由金屬和含有此金屬離子的溶液組成的電被稱為類電。

 

  此電位的測量是相對個電位與鹽溶液的成分無關的參比電行的。這種具有立電位的參比電也被稱為二電。對于此類電,金屬導線都是覆蓋層此種金屬的微溶性鹽(:Ag/Agcl),并且插入含有此種金屬鹽陰離子的電解質溶液中。此時半電池電位或電電位的大小取決于此種陰離子的活度。

 

  此二種電之間的電壓遵循能斯(NERNST)公式:

 

  式中:E-電位

 

  E0-電的標準電壓

 

  R-氣體常數(8.31439焦耳/摩爾和℃)

 

  T-開氏對溫度(:20℃相當于(273.15 20)293.15開爾文)

 

  F-法拉常數(96493庫化/當量)

 

  n-被測離子的化合價(=1,氫=1)

 

  ln(aMe)-離子活度aMe的對數

 

  標準氫電是所有電位測量的參比點。標準氫電是根鉑絲,用電解的方法鍍(涂覆)上氯化鉑,并且在四周充入氫氣(固定壓力為1013hpa)構成的。

 

  將此電浸入在25℃時H3O離子含量為1mol/l溶液中便形成電化學中所有電位測量所參照的半電池電位或電電位。其中氫電作為參比電在實踐中很難實現,于是使用二類電做為參比電。其中常用的便是銀/氯化銀電。該電通過溶解的AgCl對于氯離子濃度的變化起反應。


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