pH-metro

pH-metroa disoluzioen pH parametroa neurtzeko erabiltzen den tresna bat da. pH-a sistema baten azidotasuna neurtzeko erbailtzen den magnitude bat da. Magnitude hua matematikoki neurtzeko, hurrengo formula erabiltzen da:

${\displaystyle pH=-\log _{10}[H^{+}]}$

Arrhenius-en arabera, azido batek hidrogeno ioiak ematearen propietateekin lotuta dago. Teoria hau baztertua izan zen Bröensted-ek azido eta baseen definzio berriak ezarri zituenean. Azidoa, protoiak edo hidrogeno ioiak eman ditzakeen edozein sustantzia edo ioia da, eta basea protoiak edo hidrogeno ioiak hartzen dituen edozein sustantzia edo ioia da.

pH eskala arruntak 0-tik 14-rainoko balioak hartu ohi ditu. 1M izango den azido sendo batetik, pH=0, 1M izango den base sendo bateraino, pH=14. Orokorrean, balioak tarte horretan sartzen dira, baina kasu batzuetan baliteke eskala horretatik ateratzea. Ura konposatu neutroa da, pH=7, azido-base izatea mugatzen duen balioa. pH-a 7 baino txikiagoa duten konposatuak azidoak dira, eta handiagoak, berriz, baseak.

pH-a neurtzeko erabiltzen diren tresnak, pH-metroak, alegia, elektrodoak erabiltzen ditu lan hau burutzeko. Elektrodoak disoluzio batean barneratuta dauden metalak dira.^[2]

XIX.mendearen amaieran Arrhenius-ek baieztatu zuen gatzak disoluzioan kontrako kargako elektrolitoetan disoziatzen zirela. Horren ondoren, XX.mendearen hasieran pH-aren ekuazioa barneratu zuen Soren Sorens-ek (1868-1939) eta hau hidrogeno katioien kontzentrazioarekin erlazionatutako funtzio logaritmiko bat bezala onartu daiteke:

${\displaystyle pH=-log[H^{+}]}$

Honekin, azidotasun maila bat txertatu zuen: pH-aren balorea 7 denean, disoluzioa neutroa da, 7 baino txikiagoa denean azidoa da eta 7 baino handiagoa denean basikoa. Horrez gain, XX.mendearen hasieran ere pH-a determinatzeko zelula elektrokimikoak aurkeztu ziren.

Lehenengo zelula elektrokimikoak Poggendorff eta Wheatstone-k aurkeztu zuten XIX.mendearen erdialdean, eta mende honen amaieran iturri elektromotorrak ezarri ziren.

Lehenengo pH-metroek hidrogenozko elektrodoak zituzten eta honek hidrogenoa purutasun maila handi batekin erabiltzea behartzen zuen, zailtasun handiak ezarriz. Horregatik, XIX.mendearen amaieran arazo hau konpontzeko beirazko elektrodoak kaleratu ziren. Beirazko elektrodo hauek, hutsuneko potentziometrioekin konbinatzean, pH metroak erabiltzea ahalbidetu zuen laborategietan, Arnold O.Beckman.(1902-)-en lanari esker XX.mendearen hasieran.

Historian zehar Beckman markako lau pH-metro ezagutzen dira, zaharrena G 2000 modeloa izanik, 1937.urtean fabrikatua. Bertan, beirazko elektrodo bat aparatuaren aurreko aldean kokatzen da eta honek elektrodoa nahi dugun laginean sartzea ahalbidetzen du.

Horrez gain, GS beste modelo bat ere existitzen da eta Beckman markako H motako pH-metro gehiago ere badaude. Beckman-ek fabrikatutakoez gain, Radiometer-ek egindako beste hainbeste daude. Enpresa hau 1935-ean ireki zen, Carl Schroder eta Borge Aagaard Nielsen ingeniari gazteek.

Bestalde, fabrikatzaile espainiarren lau pH-metro daude, bi Crisson-enak beste bat Aparatos Cientificos e Industriales enpresarena eta azkena Torres-Quevedo institutoarena. Azkenik, aipatu beharra dago Electric Test Company enpresa iparamerikarrak hainbat pH-metro fabrikatu zituztela, hauek oso zaharrak baitira.

pH metroa bi elektrodoz osatua dago, alde batetik pH (protoi) elektrodoa (normalean beiraz osatua) eta beste aldetik erreferentzi elektrodoa (normalean zilar kloruroz osatua). Elektrodo potentzia, E, protoi batentzako, honela defini daiteke:

${\displaystyle E=E_{0}+2.303(RT/F)log(a_{H})=E_{0}-2.303(RT/F)pH}$

non:

E: potentziala.

E_0: Elektrodoaren potentzial estandarra a_H⁺ = 1M denean.

R: gas konstantea.

T: tenperatura (kelvin).

F: Faraday-ren konstantea.

pH elektrodoak, pH-a neurtzeko beira berezi bat erabiltzen du disoluzioarekin kontaktuan jartzen dena. Honek potentziala (E) neur dezake, proportzionala izango dena disoluzioaren pH-arekiko. Erreferentzi elektrodoa, edozein tenperaturatan potentziala konstante mantentzeko diseinaturik dago, eta pH-aren neurketan zirkuitoa ixteko erabiltzen da. Erreferentzi elektrodoak, ez du inoiz bere potentziala aldatzen, eta beste elektrodoak berriz potentzial desberdinak neurtzen ditu. Potentzial diferentzi hauek izango dira tresnak neurtuko dituenak ondoren pH-baliotan aurkezteko.

Gaur egun, elektrodo konbinatuak erabiltzen dira. Azken hauetan, elektrodoak gorputz bakar batean konbinatuta daude, itxuraz elektrodo bakarra osatuz, nahiz eta bi izan.

pH-metroaren oinarria pila baten indar elektroeragilearen neurketan datza. Pila hau bi erdielementuz osatuta dago, elektrodoak, hain zuzen ere, bat pH ezaguna duen disoluzio batean murgilduta eta bestea, pH-a disoluzio ezezagunean . Ekipoaren barnean anplifikadorea dago. Horren eginkizuna sortu den korronte elektriko ahula anplifikatzea da. Honela balioak momentuan ematen ditu.

Beira da elektrodoak egiteko gehien erabiltzen den materiala. elektrodoa pH ezezaguna duen disoluzioan murgiltzen da eta pila osatzen du erreferentzia-elektrodoarekin batera. Pila horren indar elektroeragilea, elektrodoaren puntan dagoen beirazko mintz mehearen alderdien arteko H+ ioien kontzentrazio-diferentziaren araberakoa da.

Elektrodo horretan dagoen potentzial-diferentziak balio konstantea du. Elektrodo hauetatik osatutako pilaren indar elektroeragilea,beraz , aurreko erlazioak adierazten duenez, voltimetroak ematen duen indar elektroeragilearen balioa eta pH-a modu erraz batean elkar lotu ditzake.

${\displaystyle E=E_{0}-\left({\frac {2.3*R*T}{n*f}}\right)loga_{i}}$

Bi era nagusitan eragin dezake tenperaturak pH-aren neurketa prozesuan:

• Aldaketa kimikoak disoluzioan. Tenperatura aldaketekin, azidoak sendoagoak edo ahulagoak bihur daitezke. Honela kalibraketa estandarraren pH balioak aldatu egiten dira tenperaturaren funtzioan.
• Elektrodoak. Heuren lana egiteko modua aldatzen doa tenperatura aldatzen den heinean. Bortizkiago erantzuten dute pH aldaketei tenperatura altuetan baxuetan baino. 100 °C -etan beraien potentzial irteera potentzia handiagoarekin aldatzen da pH unitateko , 0 °C-tan, berriz, unitateko potentziala gutxiago aldatzen dute. pH=7 denean kalibratzen direnez pH-metroak (pH=7 denean 0 mV da potentzial diferentzia) tenperatura altuetan errorea handitzen doa.

Lehenik eta behin pH-metroa erabiltzen hasteko, kalibratu egin behar da eta honetarako elektrodoak erabiltzen dira kalibratuko duten tanpoi disoluzioak neurtzeko. Ezinezkoa da elektrodo guztiek ezaugarri berdin-berdinak izatea. Zero pH-a (pHº) eta sentikortasuna, denboraren eta fabrikatzaile desberdinen mendean dago; hortaz, honen arabera alda daiteke. Normalean, kalibrazio prozesua bi disoluzioen neurketen bidez, hau da bi tanpoi-disoluzioen bidez, egiten da, pHº eta beste pH balio baten baloreak ziurtatuz. Ohikoena pH 4,01 eta pH 7-ko bi tanpo disoluzio erabiltzea da, baina batzuetan pH 3 eta pH 8-koak ere erabili ohi dira.

Oso garrantzitsua da erabilitako material guztia tenpertara berdiean egotea, gutxi gorabehera 25 °C-tan. Salbuespen bakarra izan liteke, azken kalibrazioa duela gutxi egin bada eta denboraz justu bagabiltza, kalibrazioa disoluzioa bakarrarekin egitea, hau da, pHº den tanpoi disoluzioarekin.

Neurketa guztiak, beti ere, mugimenduan egin behar dira. Honetarako iman bat erabil daiteke, irabiagailu magnetiko deritzona, irabiagailu gisa.

Gomendagarria da 10-30 °C artean izatea gordeta, gainera disoluzio akuoso batean edo ur destilatua izan behar du bere gordailuan ondo mantentzeko. Bestalde, erabilera bakoitzean ur destilatuaz garbitzea eta kontu handiz lehortzea eskatzen ohi da.

• José Ramó, Bertomeu Sánchez, pH metros y otros instrumentos de medida electroquímica
• Using a pH meter, Journal of visualized experiments;www.jove.com
• Radiometer Analytical S.A; www.radiometer-analytical.com
• What is pH and how is measured?, Hach.
• Use and care of pH meter; www.morewine.com
• pH Theory and Practice, Radiometer analytical.

• Jenny Hempel
• Listu
• Heste-flora