Skala pH

Przykładowe wartości pH
1 M kwas solny	0
0,1 M kwas solny	1
Sok żołądkowy	1,5 – 2
Sok cytrynowy	2,4
Coca-Cola	2,5
Ocet	2,9
Sok pomarańczowy	3,5
Piwo	4,5
Kawa	5,0
Herbata	5,5
Kwaśny deszcz	< 5,6
Mleko	6,5
Chemicznie czysta woda	7
Ślina człowieka	6,5 – 7,4
Krew	7,35 – 7,45
Woda morska	8,0
Mydło	9,0 – 10,0
Woda amoniakalna	11,5
Wodorotlenek wapnia	12,5
1 M roztwór NaOH	14

Skala pH – ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów wodorowych H⁺ w roztworach wodnych^[a].

Formalnie pH definiuje się jako:

pH = –log₁₀[a(H⁺)]

czyli minus logarytm dziesiętny aktywności jonów wodorowych a(H⁺).

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r.^[1] Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych (H⁺).

Błąd w przypisach: Istnieje znacznik <ref> dla grupy o nazwie „uwaga”, ale nie odnaleziono odpowiedniego znacznika <references group="uwaga"/>

BŁĄD PRZYPISÓW

↑ S.P.L. Sörensen. Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. „Biochemische Zeitschrift”. 21, s. 131–200, 1909. [dostęp 2015-08-19]. (niem.). Fragmenty publikacji dotyczące pH w j. ang.: Enzyme Studies II. The Measurement and Meaning of Hydrogen Ion Concentration in Enzymatic Processes. Strony 131–134 i 159–160.

[2] S.P.L. Sörensen. Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei enzymatischen Prozessen. „Biochemische Zeitschrift”. 21, s. 131–200, 1909. [dostęp 2015-08-19]. (niem.). Fragmenty publikacji dotyczące pH w j. ang.: Enzyme Studies II. The Measurement and Meaning of Hydrogen Ion Concentration in Enzymatic Processes. Strony 131–134 i 159–160.

[a]

[1]