PH

. Ito ay may pH na 2.2.]]
Ang **pH** (mula sa Ingles, *power of hydrogen*, **porsyento ng hidroheno**) ay sukat ng kaasiman (*acidity*) ng isang solusyon. Ang sukat na ito ay ayon sa kilos ng mga ionong hidroheno (H+) sa loob nito. Sa striktong depinisyon nito, ang pH ay isang sukat ng kimikal na aktibidad ng mga ionong hidroheno, at mas akma itong gamitin sa mga matatapang na konsentrasyon. Sa mga malalabnaw namang solusyon, mas ginagamit ang molaridad sa pagkalkula ng pH. 
 
Sa mga sistemang tubigin (*aqueous*), ang kilos ng ionong hidroheno ay dinidiktahan ng konstant ng disosasyon ng tubig at ng pagniniig (impluwensiya) sa ibang mga iono. Dahil sa konstant na ito, ang isang nyutral na solusyon ay may pH na halos katumbas sa 7. Ang mga solusyon naman na may pH  7 ay **basiko** (mapakla). 

Si S.P.L. Sørensen noong 1909 ang nagpakilala sa konseptong ito at sinasabing nangangahulugan ng *"pondus hydrogenii"* sa Latin. Gayunman, maraming pag-aaral ang naglalagay na mula ito katagang Pranses na *pouvoir hydrogène,*na sa Ingles ay *power of hydrogen* at *potential of hydrogen*. Sinasabing ang lahat ng ito ay tama.

## Pagtatakda 
### Sukat 
Kahit na ang pH ay isinusulat nang walang yunit, hindi ito isang arbitraryong sukat. Ang bilang nito ay mula sa isang pagtatakda ayon sa aktibidad ng mga ionong hidroheno sa solusyon. Ang sukat (*scale*) ng pH ay logaritmo ng kabaliktarang (*negative*) representasyon ng relatibong konsentrasyon ng protong hidroheno (H+).

Dahil sa logaritmong sukat ng pH, bawat isang buong pagbabago ng halaga nito ay kumakatawan sa 10 beses na pagtaas sa halaga konsentrasyon ng protong hidroheno. Halimbawa, ang pagpapalit ng pH mula 2 hanggang 3 ay kumakatawan sa pagbaba nang 10 beses sa kabuuang tapang ng ionong hidroheno, at ang pagpapalit ng pH mula 2 hanggang 4 ay kumakatawan sa pagbaba nang 100 beses sa kabuuang tapang ng ionong hidroheno.

Ang depinisyon ng pH ay ang sumusunod:

:\mbox{pH} = -\log_{10}{(a_{\mathrm{H^+}})}
 
Ang aH+ ay nagpapakita sa aktibidad ng ionong hidroheno (H+). Ito ay walang yunit.
[[File:PHscalenolang.svg|link=https://en.wikipedia.org/wiki/File:PHscalenolang.svg|thumb|289x289px|Ang pagkaka-ugnay ng iskalang p[OH] at p[H]. Nagpapahiwatig ng kaasiman ang pula at kapaklaan naman ang bughaw.]]
Sa mga malalabnaw na solusyon (tulad ng karaniwang tubig), ang aktibidad ay halos katumbas ng numerikong halaga ng konsentrasyon ng H+, na ipinakikita bilang [H+] (o bilang ang mas tamang [H3O+]). Sinusukat nito ang konsentrasyon sa yunit na mole kada litro (o **molaridad**, Ingles: *molarity*).  Dahil dito, madaling itakda ang pH bilang: 
 
:\mbox{pH} \approx -\log_{10}{\frac{[\mathrm{H^+}]}{1~\mathrm{mol/L}}} = -\log_{10} {\left|[\mathrm{H^+}]\right|} 

Sa dalawang pagtatakda, ang log10 ay nangangahulugan ng logaritmong base sa 10 (base-10 logarithm), at kaya itinatakda ang pH bilang logaritmong sukat ng kaasiman. Ang dalawang diretsong bara (*bars*) sa paligid na [H+] na nangangahulugang absolutong halaga (*absolute value*) ay nagpapakita na isang kantidad na walang yunit ang pH.

Ang pH na 7&nbsp;ng isang solusyon sa 25°C ay nagpapakita ng nyutralidad (tulad ng pH ng purong tubig), sa dahilang ang tubig ay likas na naghihiwalay sa ionong H+ at OH− na may magkapantay na tapang ng 1×10−7 mol/L. Tandaan na ang isang dalisay na tubig kapag nakalantad sa himpapawid ay humihigop ng dioksido ng carbon (carbon dioxide) na kung saan ang ilan ay sasanib sa tubig upang maging asidong karboniko, na siya namang nagpapababa ng pH sa halos 5.7.

Ang isang nyutral na pH sa 25°C ay hindi eksaktong 7. Ang pH ay isang halagang eksperimental at dahil dito ay may kakambal itong kamalian. Ang konstant ng disosasyon ng tubig ay (1.011 ± 0.005) × 10−14, kaya ang pH ng tubig sa  25°C ay 6.998 ± 0.001. Ang halagang ito ay naaayon sa neutral na pH na 7.00 na may dalawang signipikanteng pigura (significant figures), napakalapit upang ipalagay na eksaktong 7 ito.

### Mga halimbawa 
#### Mula sa konsentrasyon 
Kapag ang isang limonada na may konsentrasyon ng ionong hidroheno na 0.0050 mole kada litro, ang pH nito ay:\begin{array}
{lcl}
\rm {pH}_{\mathrm{limonada}} & \approx & -\log_{10}{\left|0.0050~\mathrm{mol/L}\right|} = -\log_{10}{(0.0050)} \\
\rm{pH}_{\mathrm{limonada}} & \approx & 2.3
\end{array}

#### Mula sa pH 
Ang isang solusyon na may pH = 8.2 ay may [H+] = 10−8.2 mol/L, o halos 6.31 × 10−9 mol/L.  Kaya, ang kanyang aktibidad ng hidroheno a(H+) ay halos 6.31 × 10−9.  Ang isang solusyong may [H+] = 4.5 × 10−4 mol/L ay may halagang pH na 3.35.

#### pH ng tubig 
Ang pH ng tubig ay lumiliit sa pagtaas ng temperatura. Halimbawa, sa 50°C, ang pH ng tubig ay 6.55 ± 0.01. Ito ay nangangahulugan na ang isang malabnaw na solusyon ay neutral sa 50°C kapag ang pH nito ay halos 6.55 at ang pH na 7.00 ay alkalino.Karamihan ng mga sustansiyang kimikal ay may pH mula 0 hanggang 14. May ilang ubod nang asim o ubod nang pakla. Isang halimbawa ay tubig mula sa minang asido, na may konsentrasyong molar ng 3981 M at pH na -3.6.

## Pila Potensiyal 
Ang pH ay maaring ring sukatin sa paggamit ng **pila potensiyal** (*cell potential*) ng isang muwestra o sampol:

:\mbox{pH} = \frac{\epsilon}{0.059},
  
kung saan ang epsilon (ε) ay ang *electromotive force* (EMF) o pila potensiyal ng isang galbanikong pila (*galvanic pile*).
 
Hinalaw ang pormula ng pH mula sa paggamit ng Nernst Equation sa pilang konsentrasyon, o galbanikong pila na kung saan ang dalawang kalahating pila (*half-cell*) ay magkaiba ng konsentrasyon. Ipanikikita ito ng Nernst Equation:

:\epsilon = \epsilon^o - \frac{n} \times \log_{10}{Q}.
 
Subalit sa isang pilang konsentrasyon, ang εo ay magkatumbas kaya ang tumbasan ay nagiging

:\epsilon = -\frac{n} \times \log_{10}{Q}.

Sa paggamit ng *standard hydrogen electrode* (pamantayang elektrodo ng hidroheno), na may H2 gas sa 1 atm at di-alam na molaridad ng H+, at kung saan ang 2 mole ng elektron ang inililipat sa bawat mole ng reaksiyon, maiaayos ang tumbasan bilang sumusunod:
 
:\epsilon  = -\frac{0.059}{2} \times \log_{10}{\frac{[\mbox{H}^+]^2}{1^2}}
:\epsilon  = -\frac{0.059}{2} \times 2 \times \log_{10}{[\mbox{H}^+]}
:\epsilon  = 0.059 \times -\log_{10}{[\mbox{H}^+]}

Ang potensiyal ng hidroheno o pH ay itinatakda bilang  − log10 ([H + ]). Dahil dito,

:\mbox{pH} = -\log_{10}{[{\mbox{H}^+}]}

o sa pamamagitan ng palitan,

:\mbox{pH} = \frac{\epsilon}{0.059}.

Ang “pH” ng ibang sustansiyang kimikal ay masusumpungan din (hal., potensiyal ng ionong pilak, o pAg+) sa paghalaw na magkawangking tumbasan na gumagamit ng parehong paraan. Hindi magkamukha ang mga tumbasang ito ng potensiyal dahilang ang bilang ng moles ng lumipat na elektron (n) ay iba-iba sa magkakaibang reaksiyon.

## Pagtutuos ng pH para sa mahina at matapang na asido 
Sa paggamit ng mga tiyak na palagay, maitataya ang halaga pH ng mahihina at matatapang na asido.

### Matapang na asido 
Sa hinuang Brønsted-Lowry, ang relatibong konsepto ng matapang at mahinang asido, itinatakda na ang isang matapang na asido ay may mas matapang na asido kaysa ionong hidronio (H3O+). Sa kasong ito, ang paghihiwalay na reaksiyon na sa tunay ay

\rm HX + \rm H_2O\rightleftharpoons \rm H_3O^+ + \rm X^- 

ngunit pinasimple bilang

\rm HX \rightleftharpoons \rm H^+ + \rm X^- 

ay ganap o kumpleto, o sa madaling salita ay walang asidong hindi nakikipagsanib sa solusyon. Kaya ang paghahalo sa tubig ng isang matapang na asidong HCl ay maipapakita nang

\rm HCl_{(aq)} \rightleftharpoons \rm H^+ + \rm Cl^- 

Ito ay nangangahulugan na sa isang solusyon ng HCl na may tapang na 0.01&nbsp;mol/L, maitataya na may 0.01&nbsp;mol/L ding tunaw na iong hidroheno. Ipinakikita sa itaas na ang pH = −log10  [H+]:

\rm pH = -log_{10}(0.01) 

na katumbas ay 2.

### Mahinang asido 
Sa mga mahihinang asido, ang paghihiwalay na reaksiyon ay hindi ganap. May kapanatagan (*equilibrium*) sa pagitan ng ionong hidroheno at ng binanghay na beis (*conjugated base*). Ipinakikita sa ibaba ang reaksiyon hanggang sa kapanatagan sa pagitan ng asido metanoiko at ng kanyang mga iono:

\rm HCOOH_{(aq)} \rightleftharpoons \rm H^+ + \rm HCOO^- 

Kinakailangang alamin ang halaga ng konstant ng kapanatagan (*equilibrium constant*) ng pagsasanib sa bawat asido upang tuusin ang kanilang pH. Sa kaisipan ng pH, ang pagtatakdang ito ay tinatawag na konstant ng kaasiman ng asido, ngunit ganoon din ang kalalabasan nito.

K_a = \frac {[\rm ionong \ hidroheno][\rm ionong \ asido]}{\rm asido} 

Sa HCOOH, Ka = 1.6 × 10−4

Sa pagkakalkula ng pH ng isang mahinang asido, karaniwang ipinalalagay na hindi nag-aabuloy ng iong hidroheno ang tubig. Nagpapadali rin ito sa pagtutuos at ang konsentrasyong ibinibigay ng tubig, 1×10−7 mol, ay karaniwang walang halaga sa kabuuan.

Sa 0.1&nbsp;mol/L solusyon ng HCOOH, ang konstant ng kaasiman ay katumbas sa:

K_a = \frac {[\rm H^+][\rm HCOO^-]}{\rm HCOOH} 

Sa dahilang hindi alam ang dami ang asidong napaghiwalay, ang  [HCOOH] ay mababawasan ankatumbas nito habang [H+] at [HCOO−] ay tataas nang katumbas na dami. Dahil dito, ang [HCOOH] ay maaring palitan ng 0.1 − *x*, at ang  [H+] at [HCOO−] ay mapapalitan ng *x*, na mabibigay ng sumusunod na ekwasyon:

1.6 × 10−4 = [*x*(0.1 − *x*)]/0.1

1.6 \times 10^{-4} = \frac {x(0.1-x)}{0.1} 

Sa paglutas nito ang *x* ay  3.9×10−3, na katumbas ng konsentrasyon ng ionong hidroheno matapos ang disosasyon. Dahil dito, ang pH ay −log(3.9×10−3), o halos 2.4.

## Pagsukat 
Maaaring masukat ang pH ng isang solusyon sa pamamagitan ng mga tagapahiwatig-kulay (indikador) at mga instrumentong nagsusukat ng pH.

### Pagdaragdag ng tagapahiwatig-kulay 
Ang kulay ng indikador ay nagbabago depende sa pH ng solusyon. Maaaring gumamit ng isang unibersal na indikador (na may malawak ng baryabilidad ng kulay) o kaya naman ng isang indikador na may makitid na lawak ng pH. May mga instrumento ring magagamit sa pagsusuri ng pH ng mga sistemang mayroong higit sa isang kapanatagan, kasangkot ang mga *specrophotometric* na mga pamamaraan.

### Paggamit ng mga instrumento 
Ilan sa mga instrumentong nagsusukat ng pH ay ang pH meter. Ginagamit ang mga ito kasama ang mga pH-selective electrode. Ilan sa mga halimbawa nito ay pH glass electrode, hydrogen electrode, quinhydrone electrode, at ion sensitive field effect transistor.

## pOH 
Mayroon ding pOH, na sa kaisipan ay kabaliktaran ng pH. Ito naman ay isang sukat ng tapang ng ionong hidroksido (*hydroxide,* OH−), na pagsasaad ng kapaklahan (*basicity*). Kapag naghiwalay ang tubig at ipinakikita ang [OH−] bilang konsentrasyon ng ions nito, ipinakikita ito nang ganito:

:\log _{10} K_w  = \log _{10} a_{{\rm{H}}^ +  }  + \log _{10} a_{{\rm{OH}}^ -  }
 
kung saan ang Kw ay ang konstant ng ionisasyon ng tubig.

Sa pagpapakita nito sa paggamit ng mga batas sa logaritmo,
:- 14 = {\rm{log}}_{{\rm{10}}} \,a_{{\rm{H}}^{\rm{ + }} }  + \log _{10} \,a_{{\rm{OH}}^ -  } 
 
makikita natin kung paano nakuha ang relasyong 
 
{\rm{pOH}} =  - \log _{10} \,a_{{\rm{OH}}^ -  }  = 14 + \log _{10} \,a_{{\rm{H}}^ +  }  = 14 - {\rm{pH}}  
 
Ang pormulang ito ay tama laman kung ang temperatura ng sistema ay nasa 298.15 K (25°C). Natatanggap din ito sa halos lahat na kalkulasyon sa laboratoryo.
## Mga Tagapahiwatig-kulay (Indikador) 
Ang bulaklak ng hortensia (*Hydrangea macrophylla*) ay kulay rosas o bughaw depende sa pH ng lupa. Kulay bughaw ito kung ang lupa ay maasim at rosas naman kung ang lupa ay mapakla.

Ang mga tagapahiwatig-kulay ay ginagamit upang masukat ang pH ng isang sustansiya sa pamamagitan ng pagpapalit ng kulay kapag nagbabago ang pH. Sumusunod ay mga karaniwang tagapahiwatig: *litmus paper* (tornasol), phenolphthalein, methyl orange, phenol red, bromothymol blue, at bromocresol purple.

## Puntahan rin 
* Acid-base reaction theories
* Acids and Bases
* Soil pH
* Titration
* Acid mantle

## Mga Panlabas na links 
* Some Ka values
* What is pH  Theory of Acid Base and pH measurement
* Gold Book definition pH 
* pH calculation spreadsheet
* IUPAC Report

## Mga Batayan 
* Malaking bahagi ng nilalaman ng artikulong ito ay mula sa artikulong "pH" ng English Wikipedia (rebisyon ng 7 Oktubre 2006).

Kategorya:Kimika ng asido-lihiya
Kategorya:Kimika ng ekilibriyo
Kategorya:Mga yunit