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PH酸堿度計的定義、原理與測量方法
閱讀：1471 發(fā)布時間：2009-7-13
什么是PH？PH是用來量度物質(zhì)中氫離子的活性。這一活性直接關(guān)系到水溶液的酸性、中性和堿性。水在化學(xué)上是中性的，但不是沒有離子，即使化學(xué)純水也有微量被離解：嚴格地講，只有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
由于水全氫離子（H3O）的濃度事與氫離子（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(xué)中表示為“H+離子”或“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(zhì)量作用定律，對于純水的離解可以找到一平衡常數(shù)加以表示：
K =
H3O+·OH-
H2O
由于水只有極少量被離解，因此水的克分子濃度實際為一常數(shù)，并且有平衡常數(shù)K可求出水的離子積KW。
KW=K×H2O KW= H3O+·OH－=10－7·10－7=10mol/l（25℃）
也就是說對于一升純水在25℃時存在10－7摩爾H3O+離子和10－7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10－7mol/l。
因此，PH值是離子濃度以10為底的對數(shù)的負數(shù)：
改變50m3的水的pH值，從pH2到pH3需要500L漂白劑。然而，從pH6到pH7只需要50L的漂白劑。
測量PH值的方法很多，主要有化學(xué)分析法、試紙法、電位法?，F(xiàn)主要介紹電位法測得PH值。
電位分析法所用的電極被稱為原電池。原電池是一個系統(tǒng)，它的作用是使化學(xué)反應(yīng)能量轉(zhuǎn)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(gòu)成，其中一個半電池稱作測量電極，它的電位與特定的離子活度有關(guān)，如H+；另一個半電池為參比半電池，通常稱作參比電極，它一般是測量溶液相通，并且與測量儀表相連。
例如，一支電極由一根插在含有銀離子的鹽溶液中的一根銀導(dǎo)線制成，在導(dǎo)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，并形成一定的電位差。失去電子的銀離子進溶液。當(dāng)沒有施加外電流進行反充電，也就是說沒有電流的話，這一過程zui終會達到一個平衡。在這種平衡狀態(tài)下存在的電壓被稱為半電池電位或電極電位。這種（如上所述）由金屬和含有此金屬離子的溶液組成的電極被稱為*類電極。
此電位的測量是相對一個電位與鹽溶液的成分無關(guān)的參比電極進行的。這種具有獨立電位的參比電極也被稱為第二電極。對于此類電極，金屬導(dǎo)線都是覆蓋一層此種金屬的微溶性鹽（如：Ag/AgCL），并且插入含有此種金屬鹽限離子的電解質(zhì)溶液中。此時半電池電位或電極電位的大小取決于此種陰離子的活度。
此二種電極之間的電壓遵循能斯特（NERNST）公式：
E =
E0+
R·T
——
·1n aMe
n·F
式中：E—電位 ]
0—電極的標(biāo)準電壓
R—氣體常數(shù)（8.31439焦耳/摩爾和℃）
T—開氏溫度（例：20℃=273+293開爾文）
F—法拉弟常數(shù)（96493庫化/當(dāng)量）
n—被測離子的化合價（銀=1，氫=1）
aMe—離子的活度
標(biāo)準氫電極是所有電位測量的參比點。標(biāo)準氫電極是一根鉑絲，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(gòu)成的。
將此電極浸入在25℃時H3O+離子含量為1mol/l溶液中便形成電化學(xué)中所有電位測量所參照的半電池電位或電極電位。其中氫電極做為參比電極在實踐中很難實現(xiàn)，于是使用第二類電極做為參比電極。其中zui常用的便是銀/氯化銀電極。該電極通過溶解的AgCl對于氯離子濃度的變化起反應(yīng)。
此參比電極的電極電位通過飽和的kcl貯池（如：3mol/l kcl）來實現(xiàn)恒定。液體或凝膠形式的電解質(zhì)溶液通過隔膜與被測溶液相連通。
利用上述的電極組合—銀電極和Ag/AgCl參比電極可以測量膠片沖洗液中的銀離子含量。也可以將銀電極換成鉑或金電極進行氧化還原電位的測量。例如：某種金屬離子的氧化階段。
zui常用的PH指示電極是玻璃電極。它是一支端部吹成泡狀的對于pH敏感的玻璃膜的玻璃。管內(nèi)充填有含飽和AgCl的3mol/l kcl緩沖溶液，pH值為7。存在于玻璃膜二面的反映PH值的電位差用Ag/AgCl傳導(dǎo)系統(tǒng)，
如第二電極，導(dǎo)出。PH復(fù)合電極和PH固態(tài)電極，
此電位差遵循能斯特公式：
E=
E0+
R·T
——
·1n a H3O+
n·F
E=59.16mv/25℃ per pH
式中R和F為常數(shù)，n為化合價，每種離子都有其固定的值。對于氫離子來講n=1。溫度“T”做為變量，在能斯特公式中起很大作用。隨著溫度的上升，電位值將隨之增大。
對于每1℃的溫度變大，將引起電位0.2mv/per pH變化。用pH值來表示則每1℃第1pH變化0.0033pH值。
這也就是說：對于20～30℃之間和7pH左右的測量不需要對溫度變化進行補償；而對于溫度＞30℃或＜20℃和pH值＞8pH或6pH的應(yīng)用場合則必須對溫度變化進行補償。
pH值一電位一離子濃度之間的關(guān)系
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 OH離子
14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 H 離子
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH
+414.4???? ?? ????+.59.2 0 -59.2???????????? ???? -414.4 mv/25℃
從以上我們對PH測量的原理進行了分析而得知我們只要用一臺毫伏計即可把PH值顯示出來