pH mõõtmise põhiprintsiip
Tuntud ja iidne nullvoolu mõõtmise meetod, mida kasutatakse keemiliste reaktsioonide protsesside määramiseks, on tõenäoliselt pH mõõtmine. Üldiselt kasutatakse pH mõõtmist lahuse happesuse või aluselisuse määramiseks. Isegi keemiliselt puhtal veel on minimaalne dissotsiatsioon ja selle ionisatsioonivõrrand on järgmine: H2O H2O=H3O-OH – (1) Kuna dissotsieerub vaid väga väike kogus vett, on vee molaarkontsentratsioon. ioonid on üldiselt negatiivse võimsuseksponent. Et vältida arvutustes molaarse kontsentratsiooni negatiivse võimsuseksponenti kasutamist, soovitas bioloog Sorensen 1909. aastal asendada see ebamugav väärtus logaritmiga ja määratleda see "pH väärtusena". Matemaatiliselt on pH väärtus defineeritud kui tavaliselt kasutatava vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne logaritm. See tähendab, pH=üks log [H]
(2) Ioonprodukti tugeva sõltuvuse tõttu temperatuurist on protsessi juhtimise pH väärtuse jaoks vajalik samaaegselt teada lahuse temperatuuriomadusi. Ainult siis, kui mõõdetud keskkond on samal temperatuuril, saab selle pH väärtust võrrelda. Reprodutseeritava pH väärtuse saamiseks kasutatakse pH mõõtmiseks potentsiomeetrilist analüüsi. Potentsiaalianalüüsi meetodis kasutatavat elektroodi nimetatakse primaarpatareiks. Selle aku pinget nimetatakse elektromotoorjõuks (EMF). See elektromotoorjõud (EMF) koosneb kahest ja poolest akust. Ühte poolrakkudest nimetatakse mõõteelektroodiks ja selle potentsiaal on seotud konkreetse ioonide aktiivsusega; Teine poolelement on võrdluspoolelement, mida tavaliselt nimetatakse võrdluselektroodiks, mis on tavaliselt ühendatud mõõtelahusega ja ühendatud tööstusliku pH-meetriga. Standardne vesinikelektrood on kõigi potentsiaalsete mõõtmiste võrdluspunkt. Standardne vesinikelektrood on plaatinatraat, mis on galvaniseeritud (kaetud) plaatinakloriidiga ja ümbritsetud gaasilise vesinikuga. Kõige tuntum ja sagedamini kasutatav pH indikaatorelektrood on klaaselektrood. See on klaastoru, mille otsas on puhutud pH-tundlik klaaskile. Toru täidetakse KCI puhverlahusega, mis sisaldab küllastunud AgCI, mille pH väärtus on 7. Potentsiaalide erinevus, mis eksisteerib mõlemal pool klaaskilet ja peegeldab pH väärtust, järgib Nernsti valemit: E=Eo. 1n [H3oq (3) n.] Valemis on E potentsiaal; E on elektroodi standardpinge; R on gaasikonstant; T on Kelvini temperatuur; F on Faraday konstant; N on mõõdetud iooni valents; [HO] on HO iooni aktiivsus. Nagu ülaltoodud võrrandist näha, on potentsiaali E ja HO ioonide aktiivsuse ja temperatuuri vahel teatud seos. Teatud temperatuuril saab potentsiaali E mõõtes arvutada ln [HO] (teise pH väärtuse saamiseks log [HO]), mis on pH tuvastamise põhiprintsiip. Nernsti valemis mängib temperatuur muutujana olulist rolli. Temperatuuri tõustes suureneb ka potentsiaalne väärtus. Iga 1 kraadise temperatuuritõusu korral põhjustab see potentsiaalse muutuse 0,2 mV/pH. Kui pH väärtus on esitatud, varieerub pH väärtus 0,0033 LPH kohta I~C kohta. See tähendab, et mõõtmiste puhul, mille väärtus on ligikaudu 20-30 kraadi ja 7 pH, ei ole vaja temperatuurimuutusi kompenseerida; Rakenduste puhul, mille temperatuur on üle 30 kraadi või alla 20 kraadi ja pH väärtused üle 8 või alla 6, tuleb temperatuurimuutused kompenseerida.
