 |
Správné a přesné měření pH závisí na spolehlivosti přístrojů a elektrod. Správný výběr zařízení, manipulace a údržba jsou klíčové z hlediska optimálních výsledků a prodloužení životnosti přístroje. |
Pokyny k měření pH – Teorie laboratorních pH aplikací
Tento Průvodce teorií pH je zaměřen na jasný a praktický popis měření pH v laboratoři a v místních podmínkách. Obsahuje řadu důležitých tipů a rad a postup měření je rozšířen o teoretický popis měření acidity a zásaditosti. Pozornost je věnována také různým druhům dostupných pH elektrod a kritériím výběru správné elektrody
pro konkrétní vzorek.
Obsah:
- Úvod do měření pH.
- Výběr elektrody a manipulace s ní
- Řešení problémů s měřením pH
- Kompletní teorie pH
Náhled Průvodce teorií pH:
1. Úvod do měření pH
Proč klasifikujeme běžné kapaliny, jako je ocet, jako kyselé? Příčinou je vysoký obsah iontů hydronia (H3O+) v octu. Vysoký obsah iontů hydronia v roztoku je příčinou jeho kyselosti. Naopak vysoký obsah hydroxilových iontů (OH–) je příčinou zásaditosti. V čisté vodě se ionty hydronia neutralizují hydroxilovými ionty a tento roztok má neutrální hodnotu pH.
H3O+ + OH– ↔ 2 H2O
Obrázek 1.
Reakcí kyseliny a zásady vzniká voda. Pokud molekuly látky uvolňují během disociace ionty vodíku nebo protony, nazýváme tuto látku kyselinou a výsledný roztok bude kyselý. Mezi nejznámější kyseliny patří kyselina chlorovodíková, sírová a octová nebo též ocet. Disociace octa je uvedena níže:
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO– + H3O+
Obrázek 2. Disociace kyseliny octové.
Kyseliny nejsou stejně silné. Přesná kyselost závisí na celkovém množství iontů vodíku v roztoku. Hodnotu pH tedy definuje negativní logaritmus koncentrace iontů vodíku. (Přesněji řečeno, je stanovena aktivitou iontů vodíku.) Další informace o aktivitě iontů vodíku jsou uvedeny v kapitole 4.2.
pH = –log [H3O+]
Obrázek 3. Vzorec pro výpočet hodnoty pH z koncentrace iontů hydronia.
Kvantitativní rozdíl mezi kyselými a zásaditými látkami lze zjistit měřením hodnoty pH. Obrázek 4 obsahuje několik příkladů hodnot pH běžných látek a chemikálií:
... zjistěte více v Průvodci teorií pH ....
1.1. Kyselé nebo zásadité
1.2. Proč se měří hodnoty pH?
1.3. Nástroje k měření pH
a) pH elektroda
b) Referenční elektrody
c) Kombinované elektrody
1.4. Praktický průvodce správným měřením pH
a) Příprava vzorku
b) Kalibrace
c) pH elektroda
d) Předpokládaná přesnost měření
1.5 Podrobný průvodce měřením pH
2. Výběr elektrody a manipulace s ní
Předpokladem optimálního měření pH je výběr správné elektrody.
Nejdůležitější jsou následující kritéria platná pro vzorky: chemické složení, homogenita, teplota, rozsah pH a velikost nádoby (omezení délky a šířky). Výběr je obzvlášť důležitý pro nevodné vzorky s nízkou vodivostí, které jsou viskózní a bohaté na proteiny a u nichž jsou skleněné elektrody pro obecné účely náchylné k různým typům chyb.
Doba odezvy a přesnost elektrody závisí na řadě faktorů. Měření za extrémních hodnot pH a teplot nebo nízké vodivosti může trvat déle než měření vodných roztoků za pokojové teploty s neutrálním pH.
Význam pro různé typy vzorků je vysvětlen níže a zohledňuje různé charakteristiky elektrod jako východiska. V této kapitole se opět zaměřujeme především na kombinované pH elektrody.
a) Keramické spoje
Otvor v referenční části pH elektrody určený k zajištění
styku se vzorkem může mít různé formy. Tyto
formy se postupem času vyvíjely podle různých požadavků
na elektrody při měření různých typů vzorků. Nejjednodušší je „standardní“ spoj
, také známý jako keramický spoj. Je tvořen
porézní keramickou částí vsunutou do skleněného těla
elektrody. Tento porézní keramický materiál následně umožňuje pomalé vytékání elektrolytu
z elektrody, ale brání jeho volnému vytékání.
Tento typ spoje je velmi vhodný pro standardní měření vodných
roztoků. Příkladem takové elektrody je METTLER TOLEDO InLab®Routine Pro
. Na obrázku 14 níže je uveden schématický výkres principu tohoto spoje
.
.. zjistěte více v Průvodci teorií pH ....
2.1. Typy spojů
a) Keramické spoje
b) Objímkové spoje / spoje ze zabroušeného skla
c) Otevřené spoje
2.2. Referenční systémy a elektrolyty
2.3. Typy a tvary skleněných membrán
2.4. pH elektrody pro speciální aplikace
Jednoduché vzorky
Znečištěné vzorky
Emulze
Polotuhé nebo pevné vzorky
Ploché a velmi malé vzorky
Malé vzorky a komplikované nádoby na vzorky
InLab®Power (Pro)
2.5. Údržba elektrody
2.6. Skladování elektrody
Krátkodobé skladování
Dlouhodobé skladování
Teplotní čidla
2.7. Čištění elektrody
Ucpání sulfidem stříbrným (Ag2S)
Ucpání chloridem stříbrným (AgCl)
Ucpání proteiny
Jiná ucpání spoje
2.8. Regenerace a životnost elektrody
2.9. Doplňující informace
3. Řešení problémů s měřením pH
Problémy, ke kterým dochází při měření pH mohou mít různé příčiny: od měřicího přístroje, kabelu a elektrody přes pufrační roztoky po měření teploty a vzorek (aplikace). Zvláštní pozornost je nutné věnovat příznakům problému, které jsou důležité pro odhalení příčin. Následující tabulka obsahuje přehled příznaků a příčin:
Příliš vysoké/nízké odečty nebo odečty mimo rozsah „---“
- Zkontrolujte měřicí přístroj, kabel, elektrodu, postup kalibrace a teplotu vzorku.
Hodnota se nemění.
- Zkontrolujte měřicí přístroj, kabel a elektrodu.
Pomalá odezva
- Zkontrolujte elektrodu a vzorek/aplikaci.
Vysoká odchylka po kalibraci
- Zkontrolujte elektrodu, pufrační roztoky a postup kalibrace.
Nízký sklon po kalibraci
- Zkontrolujte elektrodu, pufrační roztoky a postup kalibrace.
Chyba kalibrace
- Zkontrolujte měřicí přístroj, elektrodu, pufrační roztoky a postup kalibrace.
Kolísání měřených hodnot
- Zkontrolujte elektrodu a vzorek/aplikaci.
... zjistěte více v Průvodci teorií pH ....
3.1. Kontrola měřicího přístroje a kabelu
3.2. Kontrola teploty vzorku a aplikace
3.3. Kontrola pufrů a postupu kalibrace
Tipy k použití pufrů
3.4. Kontrola elektrody
4. Kompletní teorie pH
V předchozích kapitolách byly popsány praktické souvislosti měření pH. V této kapitole se zaměříme na teoretické základy měření pH. Cílem je umožnit čtenáři
hlubší pochopení teorie pH.
Nejprve vysvětlíme základy teorie pH a poté se zaměříme na teorii senzorů a některá speciální témata.
4.1. Definice hodnoty pH
Podle Sørensona se pH definuje jako negativní logaritmus koncentrace iontů H3O+:
pH = –log [H3O+]
Z rovnice je patrné, že pokud se koncentrace iontů H3O+ změní o dekádu, změní se hodnota pH o jednu jednotku. To ukazuje, jak je důležité měřit i malé změny hodnoty pH vzorku.
Teorie pH se často vysvětluje pomocí iontů H+ ve spojení s hodnotami pH, ačkoli správným iontem, na který je nutné odkazovat, je ion hydronia (nebo, jak je oficiálně známý dle IUPAC: oxonium) (H3O+):
H+ + H2O ↔ H3O+
Disociační chování a tvorba iontů hydronia a hydroxidu nejsou vlastní pouze kyselinám a zásadám, ale i čisté vodě:
2 H2O ↔ H3O+ + OH–
... zjistěte více v Průvodci teorií pH ....
4.1. Definice hodnoty pH
4.2. Vztah koncentrace a aktivity
4.3. Pufrační roztoky
Pufrační kapacita (ß)
Ředění (ΔpH)
Účinek teploty (ΔpH/ΔT)
4.4. Řetězec měření v měřicí soustavě
pH elektroda
Referenční elektroda
4.5. Kalibrace/nastavení soustavy k měření pH
4.6. Vliv teploty na měření pH
Teplotní závislost elektrody
Izotermální průsečík
Další teplotní jevy
Teplotní závislost měřeného vzorku
4.7. Jevy při měření speciálních roztoků
Alkalická chyba
Kyselá chyba
Reakce s referenčním elektrolytem
Organická média
