PH

रसायन विज्ञान में, pH (IPA: /piːˈheɪtʃ/ या IPA: /piːˈeɪtʃ/; AYCH) एक लघुगणकीय पैमाना है जिसका उपयोग जलीय घोलों की अम्लता या क्षारीयता को निर्दिष्ट करने के लिए किया जाता है। अम्लीय घोलों (हाइड्रोजन (H+) धनायनों की उच्च सांद्रता वाले घोल) का pH मान क्षारीय या क्षार घोलों की तुलना में कम मापा जाता है। हालाँकि 'pH' प्रतीक की उत्पत्ति को इसके मूल आविष्कारक तक खोजा जा सकता है, और 'H' स्पष्ट रूप से हाइड्रोजन को संदर्भित करता है, pH में अक्षर 'p' का सटीक मूल अर्थ अभी भी विवादित है; तब से इसने एक अधिक सामान्य तकनीकी अर्थ प्राप्त कर लिया है जिसका उपयोग कई अन्य संदर्भों में किया जाता है।

pH पैमाना लघुगणकीय है और घोल में हाइड्रोजन धनायनों की सक्रियता को विपरीत रूप से इंगित करता है:

$\mathrm{p}\mathrm{H}=-{\log }_{10}(a_{\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}})\approx -{\log }_{10}([\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}]/\text{M})$

जहाँ [H⁺] घोल में H⁺ की साम्यावस्था मोलर सांद्रता (M = मोल/लीटर में) है। 25 °C (77 °F) पर, जिन घोलों का pH 7 से कम होता है, वे अम्लीय होते हैं, और जिन घोलों का pH 7 से अधिक होता है, वे क्षारीय होते हैं। 25 °C पर 7 pH वाले घोल उदासीन होते हैं (अर्थात उनमें OH⁻ आयनों के समान ही H⁺ आयनों की सांद्रता होती है, यानी शुद्ध जल के समान)। pH का उदासीन मान तापमान पर निर्भर करता है और यदि तापमान 25 °C से ऊपर बढ़ता है तो यह 7 से कम हो जाता है। pH सीमा को आमतौर पर 0 से 14 के रूप में दिया जाता है, लेकिन बहुत अधिक सांद्रित प्रबल अम्लों के लिए pH मान 0 से कम या बहुत अधिक सांद्रित प्रबल क्षारों के लिए 14 से अधिक हो सकता है।

pH पैमाना उन मानक घोलों के एक सेट के लिए ट्रेसेबल है जिनका pH अंतरराष्ट्रीय समझौते द्वारा स्थापित किया गया है। प्राथमिक pH मानक मानों को सांद्रता सेल विद ट्रांसफरेंस का उपयोग करके एक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड और सिल्वर क्लोराइड इलेक्ट्रोड जैसे मानक इलेक्ट्रोड के बीच संभावित अंतर को मापकर निर्धारित किया जाता है। जलीय घोलों के pH को ग्लास इलेक्ट्रोड और pH मीटर या रंग बदलने वाले संकेतक के साथ मापा जा सकता है। pH का मापन रसायन विज्ञान, कृषि विज्ञान, चिकित्सा, जल उपचार और कई अन्य अनुप्रयोगों में महत्वपूर्ण है।

इतिहास

उत्पत्ति और व्युत्पत्ति

1909 में, डेनिश रसायनज्ञ सोरन पीटर लॉरिट्ज़ सोरेनसेन ने कार्लसबर्ग प्रयोगशाला में pH की अवधारणा पेश की, मूल रूप से "p_H•" अंकन का उपयोग करते हुए, जिसमें H^• लोअरकेस p के सबस्क्रिप्ट के रूप में था। इस अवधारणा को बाद में 1924 में आधुनिक pH में संशोधित किया गया ताकि इलेक्ट्रोकेमिकल सेल के संदर्भ में परिभाषाओं और मापों को समायोजित किया जा सके।

संख्या p के लिए, मैं 'हाइड्रोजन आयन घातांक' नाम और p_H• प्रतीक का प्रस्ताव करता हूँ। फिर, एक घोल के हाइड्रोजन आयन घातांक (p_H•) के लिए, संबंधित हाइड्रोजन आयन नॉर्मलिटी फैक्टर के ब्रिग्सियन लघुगणक के ऋणात्मक मान को समझा जाना चाहिए।

सोरेनसेन ने यह नहीं बताया कि उन्होंने अक्षर p का उपयोग क्यों किया, और अक्षर का सटीक अर्थ अभी भी विवादित है। सोरेनसेन ने विभव अंतर का उपयोग करके pH को मापने का एक तरीका वर्णित किया, और यह हाइड्रोजन आयनों की सांद्रता में 10 की ऋणात्मक घात का प्रतिनिधित्व करता है। अक्षर p फ्रेंच puissance, जर्मन Potenz, या डेनिश potens के लिए खड़ा हो सकता है, जिसका अर्थ "शक्ति" है, या इसका अर्थ "विभव" (potential) हो सकता है। ये सभी शब्द फ्रेंच, जर्मन, और डेनिश में अक्षर p से शुरू होते हैं, जो वे भाषाएँ थीं जिनमें सोरेनसेन ने प्रकाशित किया था: कार्लसबर्ग प्रयोगशाला फ्रेंच भाषी थी; जर्मन वैज्ञानिक प्रकाशन की प्रमुख भाषा थी; सोरेनसेन डेनिश थे। उन्होंने पेपर में अन्य जगहों पर भी इसी तरह अक्षर q का उपयोग किया, और उन्होंने शायद मनमाने ढंग से परीक्षण घोल को "p" और संदर्भ घोल को "q" लेबल किया हो; ये अक्षर अक्सर e4 और फिर e5 के साथ जोड़े जाते हैं। कुछ साहित्य स्रोत बताते हैं कि "pH" का अर्थ लैटिन शब्द pondus hydrogenii (हाइड्रोजन की मात्रा) या potentia hydrogenii (हाइड्रोजन की शक्ति) है, हालांकि यह सोरेनसेन के लेखन द्वारा समर्थित नहीं है।

आधुनिक रसायन विज्ञान में, p का अर्थ "का ऋणात्मक दशमलव लघुगणक" है, और इसका उपयोग अम्ल पृथक्करण स्थिरांक के लिए pK_a शब्द में किया जाता है, इसलिए pH "H⁺ आयन सांद्रता का ऋणात्मक दशमलव लघुगणक" है, जबकि pOH "OH⁻ आयन सांद्रता का ऋणात्मक दशमलव लघुगणक" है।

वैकल्पिक उत्पत्ति

अमेरिकी जीवाणुविज्ञानी Alice Catherine Evans, जिन्होंने डेयरी और खाद्य सुरक्षा को प्रभावित किया, ने William Mansfield Clark और स्वयं सहित सहयोगियों को 1910 के दशक में pH मापने की विधियों को विकसित करने का श्रेय दिया, जिसका बाद में प्रयोगशाला और औद्योगिक उपयोग पर व्यापक प्रभाव पड़ा। अपने संस्मरण में, वह इस बात का उल्लेख नहीं करती हैं कि क्लार्क और सहयोगियों को कुछ साल पहले सोरेनसेन के काम के बारे में कितना पता था। उन्होंने कहा:

इन अध्ययनों [बैक्टीरियल चयापचय के] में डॉ. क्लार्क का ध्यान बैक्टीरिया के विकास पर एसिड के प्रभाव की ओर निर्देशित था। उन्होंने पाया कि यह हाइड्रोजन-आयन सांद्रता के संदर्भ में एसिड की तीव्रता है जो उनके विकास को प्रभावित करती है। लेकिन अम्लता को मापने के मौजूदा तरीके एसिड की मात्रा निर्धारित करते थे, तीव्रता नहीं। इसके बाद, अपने सहयोगियों के साथ, डॉ. क्लार्क ने हाइड्रोजन-आयन सांद्रता को मापने के लिए सटीक तरीके विकसित किए। इन तरीकों ने दुनिया भर की जैविक प्रयोगशालाओं में उपयोग किए जाने वाले एसिड सामग्री को निर्धारित करने की गलत अनुमापन विधि की जगह ले ली। साथ ही वे कई औद्योगिक और अन्य प्रक्रियाओं में लागू पाए गए जिनमें वे व्यापक उपयोग में आए।

पहला इलेक्ट्रॉनिक मापन

pH को मापने के लिए पहली इलेक्ट्रॉनिक विधि का आविष्कार 1934 में कैलिफोर्निया इंस्टीट्यूट ऑफ टेक्नोलॉजी के प्रोफेसर Arnold Orville Beckman द्वारा किया गया था। यह स्थानीय खट्टे फलों के उत्पादक सनकिस्ट के अनुरोध के जवाब में था, जो अपने नजदीकी बागों से तोड़े जा रहे नींबू के pH का जल्दी परीक्षण करने के लिए एक बेहतर तरीका चाहते थे।

परिभाषा

pH

एक घोल के pH को हाइड्रोजन आयन सक्रियता, a_H+ के व्युत्क्रम के दशमलव लघुगणक के रूप में परिभाषित किया गया है। गणितीय रूप से, pH को इस प्रकार व्यक्त किया जाता है:

$\mathrm{p}\mathrm{H}=-{\log }_{10}(a_{\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}})={\log }_{10}\left(\frac{1}{a_{\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}}}\right)$

अधिक सटीक रूप से, हाइड्रोजन आयन सक्रियता को इकाई मोललिटी हेन्रियन मानक अवस्था के संबंध में लिया जाता है और इसे निम्नलिखित अभिव्यक्ति के साथ वर्णित किया जा सकता है: $a_{H^{+}}=a_{H+}^{(m)}={\gamma }_{H^{+}}^{(m)}\cdot m_{H^{+}}$ , जहाँ $m_{H+}$ हाइड्रोजन आयनों की मोललिटी का प्रतिनिधित्व करता है।

उदाहरण के लिए, 5×10^−6 की हाइड्रोजन आयन सक्रियता वाले घोल के लिए, घोल के pH की गणना इस प्रकार की जा सकती है:

$\mathrm{p}\mathrm{H}=-{\log }_{10}(5\times 10^{-6})=5.3$

pH की अवधारणा इसलिए विकसित की गई क्योंकि आयन-चयनात्मक इलेक्ट्रोड, जिनका उपयोग pH को मापने के लिए किया जाता है, सक्रियता के प्रति प्रतिक्रिया करते हैं। इलेक्ट्रोड विभव, E, हाइड्रोजन धनायन के लिए नेर्न्स्ट समीकरण का पालन करता है, जिसे इस प्रकार व्यक्त किया जा सकता है:

$E=E^0+\frac{RT}{F}\ln (a_{\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}})=E^0-\frac{RT\ln 10}{F}\mathrm{p}\mathrm{H}\approx E^0-\frac{2.303RT}{F}\mathrm{p}\mathrm{H}$

जहाँ E एक मापा गया विभव है, E⁰ मानक इलेक्ट्रोड विभव है, R मोलर गैस स्थिरांक है, T ऊष्मगतिक तापमान है, F फैराडे स्थिरांक है। H+ के लिए, स्थानांतरित इलेक्ट्रॉनों की संख्या एक है। जब pH को सक्रियता के संदर्भ में परिभाषित किया जाता है तो इलेक्ट्रोड विभव pH के समानुपाती होता है।

pH का सटीक मापन अंतर्राष्ट्रीय मानक ISO 31-8 में इस प्रकार प्रस्तुत किया गया है: एक गैल्वेनिक सेल को एक संदर्भ इलेक्ट्रोड और हाइड्रोजन आयन गतिविधि के प्रति संवेदनशील इलेक्ट्रोड के बीच विद्युत वाहक बल (e.m.f.) को मापने के लिए स्थापित किया जाता है, जब वे दोनों एक ही जलीय घोल में डूबे होते हैं। संदर्भ इलेक्ट्रोड एक सिल्वर क्लोराइड इलेक्ट्रोड या कैलोमेल इलेक्ट्रोड हो सकता है, और हाइड्रोजन-आयन चयनात्मक इलेक्ट्रोड एक मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड होता है।

Reference electrode | concentrated solution of KCl || test solution | H₂ | Pt

सबसे पहले, सेल को ज्ञात हाइड्रोजन आयन गतिविधि वाले घोल से भरा जाता है और विद्युत वाहक बल, E_S, मापा जाता है। फिर उसी सेल का विद्युत वाहक बल, E_X, मापा जाता है जिसमें अज्ञात pH वाला घोल होता है।

$\mathrm{p}\mathrm{H}(\mathrm{X})=\mathrm{p}\mathrm{H}(\mathrm{S})+\frac{E_{\mathrm{S}}-E_{\mathrm{X}}}{z}$

दो मापे गए विद्युत वाहक बल मानों के बीच का अंतर pH के समानुपाती होता है। अंशांकन (कैलिब्रेशन) की यह विधि मानक इलेक्ट्रोड विभव को जानने की आवश्यकता से बचाती है। समानुपातिकता स्थिरांक, 1/z, आदर्श रूप से $\frac{F}{RT\ln 10}$ के बराबर होता है, जिसे "नेर्न्स्टियन ढलान" (Nernstian slope) कहा जाता है।

व्यावहारिक रूप से, बोझिल हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड के बजाय एक कांच इलेक्ट्रोड का उपयोग किया जाता है। एक संयुक्त कांच इलेक्ट्रोड में एक इन-बिल्ट संदर्भ इलेक्ट्रोड होता है। इसे इंटरनेशनल यूनियन ऑफ प्योर एंड एप्लाइड केमिस्ट्री (IUPAC) द्वारा प्रस्तावित ज्ञात हाइड्रोजन आयन (H+) गतिविधि वाले बफर घोलों के विरुद्ध अंशांकित किया जाता है। दो या दो से अधिक बफर घोलों का उपयोग इस तथ्य को समायोजित करने के लिए किया जाता है कि "ढलान" आदर्श से थोड़ा भिन्न हो सकती है। इलेक्ट्रोड को अंशांकित करने के लिए, इसे पहले एक मानक घोल में डुबोया जाता है, और pH मीटर पर रीडिंग को मानक बफर के मान के बराबर समायोजित किया जाता है। फिर दूसरे मानक बफर घोल से प्राप्त रीडिंग को "ढलान" नियंत्रण का उपयोग करके उस घोल के pH के बराबर समायोजित किया जाता है। अधिक विवरण IUPAC की सिफारिशों में दिए गए हैं। जब दो से अधिक बफर घोलों का उपयोग किया जाता है, तो इलेक्ट्रोड को मानक बफर मानों के संबंध में एक सीधी रेखा के लिए देखे गए pH मानों को फिट करके अंशांकित किया जाता है। व्यावसायिक मानक बफर घोल आमतौर पर 25 °C पर मान और अन्य तापमानों के लिए लागू किए जाने वाले सुधार कारक (correction factor) की जानकारी के साथ आते हैं।

pH पैमाना लघुगणकीय (logarithmic) है और इसलिए pH एक विमाहीन राशि है।

p[H]

यह 1909 में सोरेनसन की मूल परिभाषा थी, जिसे 1924 में pH के पक्ष में प्रतिस्थापित कर दिया गया था। [H] हाइड्रोजन आयनों की सांद्रता है, जिसे आधुनिक रसायन विज्ञान में [H(+)] के रूप में दर्शाया जाता है। अधिक सही ढंग से, तनु घोल में H(+) की ऊष्मप्रवैगिकी गतिविधि (a_H+) को [H(+)]/c₀ द्वारा प्रतिस्थापित किया जाना चाहिए, जहाँ मानक अवस्था सांद्रता c₀ = 1 mol/L है। यह अनुपात एक शुद्ध संख्या है जिसका लघुगणक परिभाषित किया जा सकता है।

हाइड्रोजन आयन सांद्रता के संदर्भ में अंशांकित इलेक्ट्रोड का उपयोग करके हाइड्रोजन धनायनों की सांद्रता को सीधे मापना संभव है। एक सामान्य विधि पृष्ठभूमि इलेक्ट्रोलाइट की अपेक्षाकृत उच्च सांद्रता की उपस्थिति में ज्ञात सांद्रता वाले मजबूत क्षार के घोल के साथ ज्ञात सांद्रता वाले मजबूत अम्ल के घोल को अनुमापित करना है। अम्ल और क्षार की सांद्रता को जानकर, हाइड्रोजन धनायनों की सांद्रता की गणना की जा सकती है और मापे गए विभव को सांद्रता के साथ सहसंबद्ध किया जा सकता है। अंशांकन आमतौर पर ग्रैन प्लॉट का उपयोग करके किया जाता है। यह प्रक्रिया हाइड्रोजन धनायनों की गतिविधि को इन आयनों की सांद्रता के संख्यात्मक मान के बराबर बनाती है।

कांच इलेक्ट्रोड (और अन्य आयन चयनात्मक इलेक्ट्रोड) को उस माध्यम में अंशांकित किया जाना चाहिए जिसकी जांच की जा रही है। उदाहरण के लिए, यदि कोई समुद्री जल के नमूने का pH मापना चाहता है, तो इलेक्ट्रोड को समुद्री जल के समान रासायनिक संरचना वाले घोल में अंशांकित किया जाना चाहिए।

p[H] और pH के बीच का अंतर बहुत छोटा है, और यह कहा गया है कि pH = p[H] + 0.04 है। हालाँकि, दोनों प्रकार के मापन के लिए "pH" शब्द का उपयोग करना सामान्य अभ्यास है।

pOH

July 2026

pOH का उपयोग कभी-कभी हाइड्रॉक्साइड आयनों, OH− की सांद्रता के माप के रूप में किया जाता है। परिभाषा के अनुसार, pOH हाइड्रॉक्साइड आयन सांद्रता (mol/L) का ऋणात्मक लघुगणक (आधार 10 पर) है। pOH मान pH मापों से प्राप्त किए जा सकते हैं और इसके विपरीत भी। पानी में हाइड्रॉक्साइड आयनों की सांद्रता हाइड्रोजन धनायनों की सांद्रता से संबंधित है:

$[\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}]=\frac{K_{\mathrm{W}}}{[\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}]}$

जहाँ K_W पानी का स्व-आयनन स्थिरांक है। लघुगणक लेने पर,

$\mathrm{p}\mathrm{O}\mathrm{H}=\mathrm{p}{K}_{\mathrm{W}}-\mathrm{p}\mathrm{H}.$

अतः, कमरे के तापमान पर, pOH ≈ 14 − pH। (अन्यथा मानक स्थितियों के तहत, समीकरण लगभग 24.87 °C पर सटीक है।) हालाँकि, यह संबंध अन्य परिस्थितियों में सख्ती से मान्य नहीं है, जैसे कि मृदा क्षारीयता के मापन में।

मापन

pH संकेतक

सामान्य घोलों का औसत pH

पदार्थ	pH सीमा	प्रकार
बैटरी एसिड	< 1	अम्ल
जठर रस	1.0–1.5
सिरका	2–3
संतरे का रस	3.3–4.2
ब्लैक कॉफी	5–5.03
दूध	6.5–6.8
शुद्ध जल 25 °C पर	7	तटस्थ
समुद्री जल	7.5–8.4	क्षार
अमोनिया	11.0–11.5
ब्लीच	12.5
लाई	14

মূল নিবন্ধ: pH indicator

pH को संकेतकों का उपयोग करके मापा जा सकता है, जो उस घोल के pH के आधार पर रंग बदलते हैं जिसमें वे होते हैं। परीक्षण घोल के रंग की तुलना एक मानक रंग चार्ट से करके, pH का अनुमान निकटतम पूर्णांक तक लगाया जा सकता है। अधिक सटीक मापन के लिए, रंग को कलरमीटर या स्पेक्ट्रोफोटोमीटर का उपयोग करके मापा जा सकता है। एक यूनिवर्सल संकेतक कई संकेतकों का मिश्रण है जो pH मानों की एक सीमा पर, आमतौर पर pH 2 से pH 10 तक, निरंतर रंग परिवर्तन प्रदान कर सकता है। यूनिवर्सल संकेतक पेपर शोषक कागज से बना होता है जिसे यूनिवर्सल संकेतक के साथ संसेचित (impregnated) किया गया होता है। pH मापने की एक वैकल्पिक विधि एक इलेक्ट्रॉनिक pH मीटर का उपयोग करना है, जो सीधे pH-संवेदनशील इलेक्ट्रोड और संदर्भ इलेक्ट्रोड के बीच वोल्टेज अंतर को मापता है।

गैर-जलीय घोल

गैर-जलीय घोलों में pH मान मापे जा सकते हैं, लेकिन वे जलीय pH मानों से एक अलग पैमाने पर आधारित होते हैं क्योंकि हाइड्रोजन आयन सांद्रता (गतिविधियों) की गणना के लिए उपयोग की जाने वाली मानक अवस्थाएं अलग होती हैं। हाइड्रोजन आयन गतिविधि, a_H⁺, को इस प्रकार परिभाषित किया गया है:

$a_{\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}}=\exp \left(\frac{{\mu }_{\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}}-{\mu }_{\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}}^{\ominus }}{RT}\right)$

जहाँ μ_H⁺ हाइड्रोजन धनायन का रासायनिक विभव है, ${\mu }_{\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}}^{\ominus }$ चुनी गई मानक अवस्था में इसका रासायनिक विभव है, R मोलर गैस स्थिरांक है और T ऊष्मप्रवैगिकी तापमान है। इसलिए, विभिन्न पैमानों पर pH मानों की सीधे तुलना नहीं की जा सकती है क्योंकि विलायकयुक्त प्रोटॉन आयनों, जैसे कि लियोनियम आयनों में अंतर होता है, जिसके लिए एक ऐसे विलायक-मुक्त पैमाने की आवश्यकता होती है जिसमें हाइड्रोनियम/लियोनियम आयन का स्थानांतरण गतिविधि गुणांक शामिल हो।

pH एक अम्लता फलन का एक उदाहरण है, लेकिन अन्य को भी परिभाषित किया जा सकता है। उदाहरण के लिए, हैमेट अम्लता फलन, H₀, को सुपरएसिड के संबंध में विकसित किया गया है।

एकीकृत निरपेक्ष pH पैमाना

2010 में, pH मापने के लिए एक नया दृष्टिकोण प्रस्तावित किया गया, जिसे एकीकृत निरपेक्ष pH पैमाना (unified absolute pH scale) कहा गया। यह दृष्टिकोण विभिन्न समाधानों (solutions) में, उनके pH रेंज की परवाह किए बिना, एक सामान्य संदर्भ मानक का उपयोग करने की अनुमति देता है। एकीकृत निरपेक्ष pH पैमाना लुईस अम्ल-क्षार (Lewis acid–base) सिद्धांत द्वारा परिभाषित हाइड्रोजन धनायन की निरपेक्ष रासायनिक क्षमता पर आधारित है। यह पैमाना तरल पदार्थों, गैसों और यहाँ तक कि ठोस पदार्थों पर भी लागू होता है। एकीकृत निरपेक्ष pH पैमाने के लाभों में निरंतरता, सटीकता और नमूना प्रकारों की एक विस्तृत श्रृंखला पर प्रयोज्यता शामिल है। यह सटीक और बहुमुखी है क्योंकि यह pH मापन के लिए एक सामान्य संदर्भ मानक के रूप में कार्य करता है। हालाँकि, कार्यान्वयन के प्रयास, मौजूदा डेटा के साथ अनुकूलता, जटिलता और संभावित लागत कुछ चुनौतियाँ हैं।

pH मापन की चरम सीमाएँ

अत्यधिक अम्लीय या क्षारीय स्थितियों में, जैसे pH 2.5 से नीचे (लगभग 0.003 मोल/dm³ अम्ल) या pH 10.5 से ऊपर (लगभग 0.0003 मोल/dm³ क्षार से ऊपर), pH का मापन कठिन हो सकता है। ऐसा ग्लास इलेक्ट्रोड का उपयोग करते समय ऐसी स्थितियों में नर्नस्ट समीकरण (Nernst equation) के विफल होने के कारण होता है। कई कारक इस समस्या में योगदान करते हैं। पहला, तरल जंक्शन विभव (liquid junction potential) pH से स्वतंत्र नहीं हो सकते हैं। दूसरा, सांद्रित घोलों की उच्च आयनिक शक्ति (ionic strength) इलेक्ट्रोड विभव को प्रभावित कर सकती है। उच्च pH पर ग्लास इलेक्ट्रोड "क्षारीय त्रुटि" (alkaline error) से प्रभावित हो सकता है, क्योंकि इलेक्ट्रोड घोल में Na+ और K+ जैसे धनायनों की सांद्रता के प्रति संवेदनशील हो जाता है। इन समस्याओं को दूर करने के लिए, विशेष रूप से निर्मित इलेक्ट्रोड उपलब्ध हैं।

खदानों या खदान के अवशेषों (mine tailings) से निकलने वाला बहाव −3.6 तक के अत्यंत निम्न pH मान उत्पन्न कर सकता है।

अनुप्रयोग

शुद्ध जल का pH 25 °C पर 7 होता है, जिसका अर्थ है कि यह उदासीन है। जब कोई अम्ल जल में घुलता है, तो pH 7 से कम हो जाता है, जबकि एक क्षार (base) या क्षारीय (alkali) का pH 7 से अधिक होता है। 1 mol/L सांद्रता वाले हाइड्रोक्लोरिक अम्ल जैसे एक प्रबल अम्ल का pH 0 होता है, जबकि उसी सांद्रता पर सोडियम हाइड्रॉक्साइड जैसे प्रबल क्षार का pH 14 होता है। चूंकि pH एक लघुगणकीय (logarithmic) पैमाना है, pH में एक का अंतर हाइड्रोजन आयन सांद्रता में दस गुना अंतर के बराबर होता है।

उदासीनता 25 °C पर ठीक 7 नहीं होती है, लेकिन अधिकांश मामलों में 7 एक अच्छा अनुमान है। उदासीनता तब होती है जब हाइड्रोजन धनायनों की सांद्रता ([H+]) हाइड्रॉक्साइड आयनों की सांद्रता ([OH−]) के बराबर होती है, या जब उनकी सक्रियता (activities) बराबर होती है। चूंकि जल का स्वतः-आयनन (self-ionization of water) इन सांद्रताओं के गुणनफल [H+] × [OH−] = K_w को बनाए रखता है, यह देखा जा सकता है कि उदासीनता पर [H+] = [OH−] = K_w, या pH = pK_w/2 होता है। pK_w लगभग 14 होता है लेकिन यह आयनिक शक्ति और तापमान पर निर्भर करता है, और इसलिए उदासीनता का pH भी इसी पर निर्भर करता है। शुद्ध जल और शुद्ध जल में NaCl का घोल दोनों उदासीन होते हैं, क्योंकि जल का वियोजन (dissociation of water) दोनों आयनों की समान संख्या उत्पन्न करता है। हालाँकि, उदासीन NaCl घोल का pH उदासीन शुद्ध जल से थोड़ा अलग होगा क्योंकि हाइड्रोजन और हाइड्रॉक्साइड आयनों की सक्रियता आयनिक शक्ति पर निर्भर करती है, इसलिए K_w आयनिक शक्ति के साथ बदलता रहता है।

जब शुद्ध जल हवा के संपर्क में आता है, तो यह हल्का अम्लीय हो जाता है। ऐसा इसलिए है क्योंकि जल हवा से कार्बन डाइऑक्साइड को अवशोषित करता है, जो धीरे-धीरे बाइकार्बोनेट और हाइड्रोजन धनायनों में परिवर्तित हो जाता है (मूल रूप से कार्बोनिक अम्ल बनाता है)।

$\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$

मृदा में pH

আরও দেখুন: Soil pH

संयुक्त राज्य कृषि विभाग (United States Department of Agriculture) की प्राकृतिक संसाधन संरक्षण सेवा (Natural Resources Conservation Service), जिसे पहले मृदा संरक्षण सेवा के रूप में जाना जाता था, मृदा pH श्रेणियों को इस प्रकार वर्गीकृत करती है:

नामकरण	pH सीमा
अति अम्लीय (Ultra acidic)	< 3.5
अत्यंत अम्लीय (Extremely acidic)	3.5–4.4
बहुत अधिक अम्लीय (Very strongly acidic)	4.5–5.0
अधिक अम्लीय (Strongly acidic)	5.1–5.5
मध्यम अम्लीय (Moderately acidic)	5.6–6.0
हल्का अम्लीय (Slightly acidic)	6.1–6.5
उदासीन (Neutral)	6.6–7.3
हल्का क्षारीय (Slightly alkaline)	7.4–7.8
मध्यम क्षारीय (Moderately alkaline)	7.9–8.4
अधिक क्षारीय (Strongly alkaline)	8.5–9.0
बहुत अधिक क्षारीय (Very strongly alkaline)	9.0–10.5
अति क्षारीय (Hyper alkaline)	> 10.5

मृदा की ऊपरी परत (Topsoil) का pH मृदा के मूल पदार्थ, अपरदन प्रभावों, जलवायु और वनस्पति से प्रभावित होता है। यूरोप में ऊपरी मृदा के pH का एक हालिया मानचित्र भूमध्यसागरीय क्षेत्र, हंगरी, पूर्वी रोमानिया और उत्तरी फ्रांस में क्षारीय मृदा को दर्शाता है। स्कैंडिनेवियाई देशों, पुर्तगाल, पोलैंड और उत्तरी जर्मनी में अधिक अम्लीय मृदा पाई जाती है।

पौधों में pH

पौधों में pH-निर्भर वर्णक (pigments) होते हैं जिनका उपयोग pH संकेतक (pH indicators) के रूप में किया जा सकता है, जैसे कि गुड़हल, लाल पत्तागोभी (एंथोसायनिन), और अंगूर (लाल वाइन) में पाए जाने वाले वर्णक। खट्टे फलों (Citrus) का रस मुख्य रूप से साइट्रिक अम्ल की उपस्थिति के कारण अम्लीय होता है, जबकि अन्य कार्बोक्सिलिक अम्ल विभिन्न जीवित प्रणालियों में पाए जा सकते हैं। ATP सहित फॉस्फेट डेरिवेटिव की प्रोटोनेशन अवस्था pH-निर्भर होती है। हीमोग्लोबिन, जो एक ऑक्सीजन-परिवहन एंजाइम है, भी pH से प्रभावित होता है, जिसे रूट प्रभाव (Root effect) के रूप में जाना जाता है।

महासागर में pH

Seawaterআরও দেখুন: Seawater#pH value, Ocean#pH and alkalinity, Ocean acidification

समुद्री जल का pH महासागर के कार्बन चक्र में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। निरंतर महासागरीय अम्लीकरण (ocean acidification) (जिसका अर्थ है pH मान में गिरावट) के प्रमाण हैं: 1950 और 2020 के बीच, महासागर की सतह का औसत pH लगभग 8.15 से गिरकर 8.05 हो गया। मानवीय गतिविधियों से होने वाला कार्बन डाइऑक्साइड उत्सर्जन महासागरीय अम्लीकरण का प्राथमिक कारण है, 2025 में मौना लोआ वेधशाला में वायुमंडलीय कार्बन डाइऑक्साइड स्तर 430 ppm था। 2024 में, NOAA की ग्लोबल मॉनिटरिंग लैबोरेटरी द्वारा मापी गई वार्षिक वायुमंडलीय वृद्धि 3.75 ppm /वर्ष थी। वायुमंडल से CO₂ महासागरों द्वारा अवशोषित की जाती है। यह कार्बोनिक अम्ल (H₂CO₃) उत्पन्न करता है जो बाइकार्बोनेट आयन (-) और हाइड्रोजन धनायन (H⁺) में वियोजित हो जाता है। मुक्त हाइड्रोजन धनायनों (H⁺) की उपस्थिति महासागर के pH को कम कर देती है।

समुद्र विज्ञान में तीन pH पैमाने

समुद्र के पानी में pH का मापन समुद्र के पानी के रासायनिक गुणों द्वारा जटिल हो जाता है, और रासायनिक समुद्र विज्ञान में तीन अलग-अलग pH पैमाने मौजूद हैं। व्यावहारिक रूप से, तीन समुद्री pH पैमाने अपने pH मानों में 0.10 तक भिन्न होते हैं, ये अंतर pH मापन की सामान्यतः आवश्यक सटीकता से कहीं अधिक बड़े हैं, विशेष रूप से, समुद्र के कार्बोनेट सिस्टम के संबंध में। चूंकि 'मुक्त पैमाना' (free scale) सल्फेट और फ्लोराइड आयनों के विचार को छोड़ देता है, इसलिए यह कुल और समुद्री पैमानों दोनों से काफी अलग है। फ्लोराइड आयन के सापेक्ष महत्वहीन होने के कारण, कुल और समुद्री पैमाने केवल बहुत मामूली रूप से भिन्न होते हैं।

pH पैमाने की अपनी परिचालन परिभाषा (operational definition) के हिस्से के रूप में, IUPAC pH मानों की एक श्रृंखला में बफर विलयन (buffer solution) को परिभाषित करता है (जिसे अक्सर नेशनल ब्यूरो ऑफ स्टैंडर्ड्स (NBS) या नेशनल इंस्टीट्यूट ऑफ स्टैंडर्ड्स एंड टेक्नोलॉजी (NIST) पदनाम के साथ दर्शाया जाता है)। इन विलयनों की आयनिक शक्ति (ionic strength) (≈ 0.1) समुद्र के पानी (≈ 0.7) की तुलना में अपेक्षाकृत कम होती है, और परिणामस्वरूप, समुद्र के पानी के pH को चिह्नित करने के लिए इनके उपयोग की अनुशंसा नहीं की जाती है, क्योंकि आयनिक शक्ति के अंतर इलेक्ट्रोड विभव में परिवर्तन का कारण बनते हैं। इस समस्या को हल करने के लिए, कृत्रिम समुद्री जल पर आधारित बफ़र्स की एक वैकल्पिक श्रृंखला विकसित की गई थी। यह नई श्रृंखला नमूनों और बफ़र्स के बीच आयनिक शक्ति के अंतर की समस्या को हल करती है, और नए pH पैमाने को 'कुल पैमाना' (total scale) कहा जाता है, जिसे अक्सर pH_T के रूप में दर्शाया जाता है। कुल पैमाने को सल्फेट आयनों वाले माध्यम का उपयोग करके परिभाषित किया गया था। ये आयन प्रोटॉनिकरण (protonation) का अनुभव करते हैं, H+ + -, इस प्रकार कि कुल पैमाने में प्रोटॉन (मुक्त हाइड्रोजन धनायन) और हाइड्रोजन सल्फेट आयन दोनों का प्रभाव शामिल होता है:

[H+]_T = [H+]_F + [-]

एक वैकल्पिक पैमाना, 'मुक्त पैमाना' (free scale), जिसे अक्सर pH_F के रूप में दर्शाया जाता है, इस विचार को छोड़ देता है और केवल [H+]_F पर ध्यान केंद्रित करता है, जो सिद्धांत रूप में इसे हाइड्रोजन आयन सांद्रता का एक सरल निरूपण बनाता है। केवल [H+]_T का निर्धारण किया जा सकता है, इसलिए [H+]_F का अनुमान [2-] और - के स्थिरता स्थिरांक, KS, का उपयोग करके लगाया जाना चाहिए:

[H+]_F = [H+]_T − [-] = [H+]_T ( 1 + [2-] / KS )⁻¹

हालाँकि, समुद्र के पानी में KS का अनुमान लगाना कठिन है, जो अन्यथा अधिक सीधे मुक्त पैमाने की उपयोगिता को सीमित करता है।

एक अन्य पैमाना, जिसे 'समुद्री जल पैमाना' (seawater scale) के रूप में जाना जाता है, जिसे अक्सर pH_SWS के रूप में दर्शाया जाता है, हाइड्रोजन धनायनों और फ्लोराइड आयनों के बीच एक और प्रोटॉनिकरण संबंध को ध्यान में रखता है, H+ + F- ⇌ HF। जिसके परिणामस्वरूप [H+]_SWS के लिए निम्नलिखित अभिव्यक्ति प्राप्त होती है:

[H+]_SWS = [H+]_F + [-] + [HF]

हालाँकि, इस अतिरिक्त जटिलता पर विचार करने का लाभ माध्यम में फ्लोराइड की प्रचुरता पर निर्भर करता है। उदाहरण के लिए, समुद्र के पानी में, सल्फेट आयन फ्लोराइड की तुलना में बहुत अधिक सांद्रता (> 400 गुना) में होते हैं। परिणामस्वरूप, अधिकांश व्यावहारिक उद्देश्यों के लिए, कुल और समुद्री जल पैमानों के बीच का अंतर बहुत कम होता है।

निम्नलिखित तीन समीकरण pH के तीन पैमानों का सारांश प्रस्तुत करते हैं:

pH_F = −log₁₀[H+]_F

pH_T = −log₁₀([H+]_F + [-]) = −log₁₀[H+]_T

pH_SWS = −log₁₀(H+]_F + [-] + [HF]) = −log₁₀[v]_SWS

भोजन में pH

भोजन का pH स्तर उसके स्वाद, बनावट और शेल्फ लाइफ को प्रभावित करता है। अम्लीय खाद्य पदार्थ, जैसे कि खट्टे फल, टमाटर और सिरका, आमतौर पर 4.6 से नीचे pH वाले होते हैं और इनका स्वाद तीखा और चटपटा होता है, जबकि क्षारीय खाद्य पदार्थों का स्वाद कड़वा या साबुन जैसा होता है। हानिकारक सूक्ष्मजीवों के विकास को रोकने के लिए खाद्य पदार्थों में उचित pH बनाए रखना आवश्यक है। पालक और केल जैसी सब्जियों की क्षारीयता भी खाना पकाने के दौरान उनकी बनावट और रंग को प्रभावित कर सकती है। pH मेलार्ड अभिक्रिया (Maillard reaction) को भी प्रभावित करता है, जो खाना पकाने के दौरान भोजन के भूरे होने के लिए जिम्मेदार है, जो स्वाद और दिखावट दोनों को प्रभावित करता है।

विभिन्न शारीरिक तरल पदार्थों का pH

विभिन्न शारीरिक तरल पदार्थों का pH

कंपार्टमेंट	pH
जठर रस (Gastric acid)	1.5–3.5
लाइसोसोम	4.5
मानव त्वचा	4.7
क्रोमाफिन कोशिकाओं के कणिकाएं	5.5
मूत्र	6.0
स्तन का दूध	7.0–7.45
साइटोसोल	7.2
रक्त (प्राकृतिक pH)	7.34–7.45
सेरेब्रोस्पाइनल द्रव (CSF)	7.5
माइटोकॉन्ड्रियल मैट्रिक्स	7.5
अग्न्याशय स्राव	8.1

जीवित जीवों में, विभिन्न शारीरिक तरल पदार्थों, कोशिकीय कंपार्टमेंट और अंगों का pH एसिड-बेस संतुलन की स्थिति बनाए रखने के लिए सख्ती से नियंत्रित होता है जिसे एसिड-बेस होमोस्टैसिस कहा जाता है। एसिडोसिस, जिसे 7.35 से नीचे रक्त pH द्वारा परिभाषित किया गया है, एसिड-बेस होमोस्टैसिस का सबसे आम विकार है और तब होता है जब शरीर में एसिड की अधिकता होती है। इसके विपरीत, अल्कलॉसिस अत्यधिक उच्च रक्त pH की विशेषता है।

रक्त का pH आमतौर पर थोड़ा क्षारीय होता है, जिसका pH 7.365 होता है, जिसे जीव विज्ञान और चिकित्सा में शारीरिक pH कहा जाता है। दांतों में डेंटल प्लाक का निर्माण एक स्थानीय अम्लीय वातावरण बना सकता है जिसके परिणामस्वरूप विखनिजीकरण (demineralization) के माध्यम से दांतों की सड़न होती है। एंजाइम और अन्य प्रोटीन के कार्य करने के लिए एक इष्टतम pH सीमा होती है और इस सीमा के बाहर वे निष्क्रिय या विकृत (denatured) हो सकते हैं।

pH गणना

अम्ल या क्षार युक्त विलयन के pH की गणना करते समय, विलयन में मौजूद सभी रासायनिक प्रजातियों की सांद्रता निर्धारित करने के लिए एक रासायनिक प्रजाति गणना (chemical speciation calculation) का उपयोग किया जाता है। प्रक्रिया की जटिलता विलयन की प्रकृति पर निर्भर करती है। प्रबल अम्ल और क्षार ऐसे यौगिक होते हैं जो पानी में लगभग पूरी तरह से अलग (dissociated) हो जाते हैं, जो गणना को सरल बनाता है। हालाँकि, कमजोर अम्लों के लिए, एक द्विघात समीकरण (quadratic equation) को हल किया जाना चाहिए, और कमजोर क्षारों के लिए, एक घन समीकरण (cubic equation) की आवश्यकता होती है। सामान्य तौर पर, गैर-रेखीय युगपत समीकरणों (simultaneous equations) के एक सेट को हल किया जाना चाहिए।

पानी स्वयं एक कमजोर अम्ल और एक कमजोर क्षार है, इसलिए उच्च pH और कम विलेय सांद्रता पर इसके पृथक्करण को ध्यान में रखा जाना चाहिए (देखें एम्फोटेरिज़्म)। यह संतुलन के अनुसार पृथक होता है:

2 H2O <-> H3O+ (aq) + OH- (aq)

एक अम्ल पृथक्करण स्थिरांक (acid dissociation constant), K_w के साथ जिसे इस प्रकार परिभाषित किया गया है:

$K_{\text{w}}=[\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}][\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}]$

जहाँ [H⁺] जलीय हाइड्रोनियम आयन की सांद्रता के लिए है और [OH⁻] हाइड्रॉक्साइड आयन की सांद्रता का प्रतिनिधित्व करता है। इस संतुलन को उच्च pH पर और जब विलेय सांद्रता अत्यंत कम हो, तब ध्यान में रखने की आवश्यकता होती है।

प्रबल अम्ल और क्षार

प्रबल अम्ल और प्रबल क्षार ऐसे यौगिक होते हैं जो अनिवार्य रूप से पानी में पूरी तरह से अलग हो जाते हैं। इसका मतलब यह है कि एक अम्लीय विलयन में, हाइड्रोजन धनायनों (H⁺) की सांद्रता को अम्ल की सांद्रता के बराबर माना जा सकता है। इसी तरह, एक क्षारीय विलयन में, हाइड्रॉक्साइड आयनों (OH⁻) की सांद्रता को क्षार की सांद्रता के बराबर माना जा सकता है। विलयन के pH को H⁺ की सांद्रता के ऋणात्मक लघुगणक (negative logarithm) के रूप में परिभाषित किया गया है, और pOH को OH⁻ की सांद्रता के ऋणात्मक लघुगणक के रूप में परिभाषित किया गया है। उदाहरण के लिए, हाइड्रोक्लोरिक एसिड (HCl) के 0.01 M विलयन का pH 2 के बराबर है (pH = −log₁₀(0.01)), जबकि सोडियम हाइड्रोक्साइड (NaOH) के 0.01 M विलयन का pOH 2 के बराबर है (pOH = −log₁₀(0.01)), जो लगभग 12 के pH के अनुरूप है।

हालाँकि, जब किसी प्रबल अम्ल या क्षार की सांद्रता बहुत कम या बहुत अधिक हो, तो पानी के स्वतः-आयनन (self-ionization) पर भी विचार किया जाना चाहिए। उदाहरण के लिए, HCl के 5×10^−8 M विलयन का pH उपरोक्त प्रक्रिया के आधार पर 7.3 होने की अपेक्षा की जाएगी, जो कि गलत है क्योंकि यह अम्लीय है और इसका pH 7 से कम होना चाहिए। ऐसे मामलों में, प्रणाली को अम्ल या क्षार और पानी के मिश्रण के रूप में माना जा सकता है, जो एक उभयधर्मी (amphoteric) पदार्थ है। पानी के स्वतः-आयनन को ध्यान में रखकर, विलयन के वास्तविक pH की गणना की जा सकती है। उदाहरण के लिए, HCl के 5×10^−8 M विलयन का pH 6.89 होगा जब इसे HCl और पानी के मिश्रण के रूप में माना जाएगा। उच्च सांद्रता पर सोडियम हाइड्रॉक्साइड के विलयनों के स्वतः-आयनन संतुलन पर भी विचार किया जाना चाहिए।

दुर्बल अम्ल और क्षार

एक दुर्बल अम्ल (weak acid) या दुर्बल क्षार के संयुग्मी अम्ल को समान औपचारिकता का उपयोग करके माना जा सकता है।

• अम्ल HA: $\mathrm{H}\mathrm{A}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{A}{\phantom{A}}^{-}$
• क्षार A: $\mathrm{H}\mathrm{A}{\phantom{A}}^{+}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{A}$

सबसे पहले, एक अम्ल वियोजन स्थिरांक (acid dissociation constant) को निम्नानुसार परिभाषित किया गया है। सामान्यता के लिए बाद के समीकरणों से विद्युत आवेशों को हटा दिया गया है:

$K_a=\frac{[\mathrm{H}][\mathrm{A}]}{[\mathrm{H}\mathrm{A}]}$

और यह माना जाता है कि इसका मान प्रयोग द्वारा निर्धारित किया गया है। ऐसा होने पर, गणना द्वारा निर्धारित करने के लिए तीन अज्ञात सांद्रताएँ [HA], [H⁺] और [A⁻] हैं। दो अतिरिक्त समीकरणों की आवश्यकता है। उन्हें प्रदान करने का एक तरीका H और A दो "अभिकर्मकों" के संदर्भ में द्रव्यमान संरक्षण (mass conservation) के नियम को लागू करना है।

$C_{\mathrm{A}}=[\mathrm{A}]+[\mathrm{H}\mathrm{A}]$

$C_{\mathrm{H}}=[\mathrm{H}]+[\mathrm{H}\mathrm{A}]$

C का अर्थ विश्लेषणात्मक सांद्रता (analytical concentration) है। कुछ ग्रंथों में, एक द्रव्यमान संतुलन समीकरण को आवेश संतुलन के समीकरण द्वारा प्रतिस्थापित किया जाता है। यह इस जैसे सरल मामलों के लिए संतोषजनक है, लेकिन नीचे दिए गए अधिक जटिल मामलों में लागू करना अधिक कठिन है। K_a को परिभाषित करने वाले समीकरण के साथ, अब तीन अज्ञात में तीन समीकरण हैं। जब एक अम्ल को पानी में घोला जाता है तो C_A = C_H = C_a, जो अम्ल की सांद्रता है, इसलिए [A] = [H]। कुछ और बीजगणितीय हेरफेर के बाद हाइड्रोजन आयन सांद्रता में एक समीकरण प्राप्त किया जा सकता है।

$[H{]}^2+K_a[H]-K_a{C}_a=0$

इस द्विघात समीकरण (quadratic equation) का समाधान हाइड्रोजन आयन सांद्रता देता है और इसलिए p[H] या, अधिक ढीले ढंग से, pH देता है। यह प्रक्रिया एक ICE तालिका में चित्रित की गई है जिसका उपयोग तब भी pH की गणना करने के लिए किया जा सकता है जब प्रणाली में कुछ अतिरिक्त (प्रबल) अम्ल या क्षार मिलाया गया हो, यानी, जब C_A ≠ C_H हो।

उदाहरण के लिए, बेंजोइक अम्ल (benzoic acid) के 0.01 M विलयन का pH क्या है, pK_a = 4.19?

• चरण 1: $K_a=10^{-4.19}=6.46\times 10^{-5}$
• चरण 2: द्विघात समीकरण सेट करें। $[\mathrm{H}{]}^2+6.46\times 10^{-5}[\mathrm{H}]-6.46\times 10^{-7}=0$
• चरण 3: द्विघात समीकरण को हल करें। $[\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}]=7.74\times 10^{-4};\mathrm{p}\mathrm{H}=3.11$

क्षारीय विलयनों के लिए, हाइड्रोजन के लिए द्रव्यमान-संतुलन समीकरण में एक अतिरिक्त पद जोड़ा जाता है। चूंकि हाइड्रॉक्साइड का योग हाइड्रोजन आयन सांद्रता को कम करता है, और हाइड्रॉक्साइड आयन सांद्रता स्वतः-आयनन संतुलन द्वारा $\frac{K_w}{[\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}]}$ के बराबर होने के लिए विवश है, परिणामी समीकरण है:

$C_{\mathrm{H}}=\frac{[H]+[\mathrm{H}\mathrm{A}]-K_w}{[\mathrm{H}]}$

सामान्य विधि

कुछ प्रणालियाँ, जैसे बहुप्रोटिक (polyprotic) अम्लों के साथ, स्प्रेडशीट गणनाओं के लिए उपयुक्त हैं। तीन या अधिक अभिकर्मकों के साथ या जब A_pB_qH_r जैसे सामान्य सूत्रों के साथ कई कॉम्प्लेक्स बनते हैं, तो विलयन के pH की गणना करने के लिए निम्नलिखित सामान्य विधि का उपयोग किया जा सकता है। उदाहरण के लिए, तीन अभिकर्मकों के साथ, प्रत्येक संतुलन एक संतुलन स्थिरांक, β द्वारा विशेषता है।

$[{\mathrm{A}}_p{\mathrm{B}}_q{\mathrm{H}}_r]={\beta }_{pqr}[A{]}^p[B{]}^q[H{]}^r$

इसके बाद, प्रत्येक अभिकर्मक के लिए द्रव्यमान-संतुलन समीकरण लिखें:

$\begin{array}{rl}{C}_{\mathrm{A}}& =[A]+\mathrm{\Sigma }p{\beta }_{pqr}[A{]}^p[B{]}^q[H{]}^r\\ C_{\mathrm{B}}& =[B]+\mathrm{\Sigma }q{\beta }_{pqr}[A{]}^p[B{]}^q[H{]}^r\\ C_{\mathrm{H}}& =[H]+\mathrm{\Sigma }r{\beta }_{pqr}[A{]}^p[B{]}^q[H{]}^r-K_w[H{]}^{-1}\end{array}$

इन समीकरणों में कोई सन्निकटन शामिल नहीं है, सिवाय इसके कि प्रत्येक स्थिरता स्थिरांक को सांद्रता के भागफल के रूप में परिभाषित किया गया है, न कि गतिविधियों (activities) के रूप में। यदि गतिविधियों का उपयोग किया जाना है तो बहुत अधिक जटिल अभिव्यक्तियों की आवश्यकता होती है।

तीन अज्ञात, [A], [B] और [H] में तीन युगपत समीकरण (simultaneous equations) हैं। चूंकि समीकरण गैर-रेखीय हैं और उनकी सांद्रता 10 की कई घातों तक हो सकती है, इसलिए इन समीकरणों का समाधान सीधा नहीं है। हालाँकि, कई कंप्यूटर प्रोग्राम उपलब्ध हैं जिनका उपयोग इन गणनाओं को करने के लिए किया जा सकता है। तीन से अधिक अभिकर्मक हो सकते हैं। इस दृष्टिकोण का उपयोग करके हाइड्रोजन आयन सांद्रता की गणना, पोटेंशियोमेट्रिक अनुमापन (potentiometric titration) द्वारा संतुलन स्थिरांक का निर्धारण में एक प्रमुख तत्व है।

देखें भी

• pH संकेतक
• धमनी रक्त गैस
• रासायनिक संतुलन
• pK_a

संदर्भ

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स्रोत: अंग्रेज़ी विकिपीडिया के “PH” लेख का अनुवाद। मूल लेख: https://en.wikipedia.org/wiki/PH यह अनुवाद स्वचालित रूप से तैयार किया गया है।