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PH酸度計的原理、分類與使用

        本文介紹了pH計的定義、原理和各種測量方法； pH計的一般分類。主要分析了目前市場上使用的PH酸度計和傳感器的原理，并簡要介紹了PH酸度計的分類。關(guān)鍵詞【酸性、堿性、中性、pH計。
        隨著人們生活水平的提高，PH酸度計逐漸走進我們的生活，與我們的生活息息相關(guān)。廣泛應(yīng)用于環(huán)保、食品、化工、醫(yī)藥、農(nóng)業(yè)、水產(chǎn)養(yǎng)殖等領(lǐng)域。
         PH酸度計的定義、原理及測量方法
        什么是PH？ PH是拉丁詞“Pondus"的縮寫
        氫ii"（Pondus=壓力，氫=氫），用于測量物質(zhì)中氫離子的活度。這個活度與水溶液的酸、中、堿度有直接關(guān)系。水在化學(xué)上是中性的，但不是沒有離子。即使是化學(xué)純水也會有少量解離：嚴格來說，氫核不是僅在與水分子水合之前以游離狀態(tài)存在的。
         H2O+ H2O= + OHˉ
        由于水中氫離子（H3O）的濃度與氫離子（H）的濃度相同，上式可簡化為以下常用形式：
         H2O= + OHˉ
        這種正氫離子在化學(xué)中表示為“離子"或“氫核"。氫核被表示為“氫離子"。負氫氧根離子稱為“氫氧根離子"。
        使用質(zhì)量作用定律，可以找到純水離解的平衡常數(shù)：
        由于只有少量的水被解離，所以水的摩爾濃度實際上是一個常數(shù)，有一個平衡常數(shù)K來求出水的離子積KW。
         KW=K×H2O KW = H3O+?OH－=10-7?10-7=10mol/l(25℃)
        換句話說，一升25℃的純水有10-7摩爾離子和10-7摩爾OHˉ離子。
        在中性溶液中，氫離子和氫氧根離子OHˉ的濃度均為10-7mol/l。
        如：
        如果氫離子過多，則溶液呈酸性。酸是一種能在水溶液中釋放氫離子的物質(zhì)。同理，如果氫離子游離OHˉ離子，則溶解液體呈堿性。因此，給定值足以表明溶液的特性，即酸性和堿性。為了避免使用這個摩爾濃度負指數(shù)進行計算，生物學(xué)家索恩森（Soernsen）在 1909 年提出了這個不方便的值。改用對數(shù)并將其定義為“pH"。在數(shù)學(xué)上，pH 值定義為氫離子濃度常用對數(shù)的負值。因此，pH值是以10為底的離子濃度對數(shù)的負數(shù)：
        酸中性堿
        ← →
         pH值變化50的水的pH值，從pH2到pH3需要500l的漂白劑。但是，從 pH 6 到 pH 7 只需要 50 升漂白劑。
        測量PH值的方法很多，主要有化學(xué)分析法、試紙法、電位法等?，F(xiàn)在主要介紹電位法測量的PH值。
        電位法中使用的電極稱為原電池。原電池是一個系統(tǒng)，其功能是將化學(xué)反應(yīng)能轉(zhuǎn)化為電能。這種電池的電壓稱為電動勢（EMF）。該電動勢 (EMF) 由兩個半電池組成。其中一個半電池稱為測量電極，其電位與比離子活度有關(guān)，例如：
        另一半電池為參比半電池，通常稱為參比電極，一般與測量溶液相連，與測量儀器相連。
        例如，電極是由一根銀線插入含有銀離子的鹽溶液中制成的。在導(dǎo)線與溶液的界面處，由于金屬和鹽溶液兩相中銀離子的活性不同，形成離子的帶電過程，形成一定的電位差。失去電子的銀離子進入溶液。當(dāng)沒有外加電流進行反向充電時，也就是說，如果沒有電流，這個過程最終會達到平衡。處于這種平衡狀態(tài)的電壓稱為半電池電位或電極電位。
        這種由金屬和含有這種金屬離子的溶液組成的電極（如上所述）稱為第一類電極。
        該電位的測量是針對參考電極進行的，參考電極的電位與鹽溶液的成分無關(guān)。這種具有獨立電位的參考電極也稱為第二電極。對于這種類型的電極，金屬絲上覆蓋一層這種金屬的微溶鹽（如：Ag/AgCL），并插入含有這種金屬鹽的電解質(zhì)溶液中以限制離子。半電池電位或者電極電位的大小取決于該陰離子的活性。
        這兩個電極之間的電壓遵循 Nernst 公式：
         E=E0+ R·T·1n a Men·F
        其中： E——電位
        E0——電極標準電壓\n R——氣體常數(shù)（8.31439焦耳/摩爾和℃）
         T——以開爾文為單位的絕對溫度（例如：20℃=273+293開爾文）
         F——法拉第常數(shù)（96493 庫化/等價物）
         n―by 測量離子的化合價（銀=1，氫=1）
         aMe——離子的活度
        標準氫電極是所有電位測量的參考點。標準的氫電極為鉑絲，用氯化鉑電解鍍（包覆）并充入氫氣（定壓1013hpa）。
        將此電極浸入 25°C 離子含量為 1mol/l 的溶液中，以形成半電池電位或電化學(xué)中所有電位測量所參考的電極電位。其中，氫電極在實踐中難以實現(xiàn)作為參比電極，因此采用第二種電極作為參比電極。zui常用的一種是銀/氯化銀電極。電極通過溶解的 AgCl 對氯離子濃度的變化作出反應(yīng)。
        該參比電極的電極電位通過飽和的 kcl 水庫是恒定的（例如 3mol/l kcl）。液體或凝膠形式的電解質(zhì)溶液通過隔膜連接到被測溶液。
        上述電極組合-銀電極和Ag/AgCl參比電極可用于測量薄膜處理溶液中的銀離子含量。也可以用鉑或金電極代替銀電極來測量氧化還原電位。例如：某種金屬離子的氧化階段。zui常用的PH指示劑電極是玻璃電極。它是一根帶有pH敏感玻璃膜的玻璃管，末端吹成氣泡。管內(nèi)充滿3mol/l kcl緩沖溶液，含有飽和AgCl，pH值為7。反映玻璃膜兩側(cè)存在的PH值的電位差來源于Ag/AgCl傳導(dǎo)系統(tǒng)，
        比如第二個電極。 PH復(fù)合電極如圖（1)
        這種電位差遵循能斯特公式：
         E=E0+ R·T·1n a H3O+n·F
         E=59.16mv/25℃ per pH
        其中R和F為常數(shù)，n為價態(tài)，每個離子都有固定值。對于氫離子，n=1。溫度“T"作為變量在能斯特公式中起著重要作用。隨著溫度升高，電位值會相應(yīng)增加。
        溫度每升高 1°C，就會引起 0.2mv/per pH 的電位變化。在 pH 值方面，第一個 pH 值每 1°C 變化 0.0033 pH。
        這意味著對于 20~30°C 和 7pH 左右之間的測量，無需補償溫度變化；而對于溫度大于 30°C 或小于 20°C 且 pH 值大于 8pH 或 6pH 的應(yīng)用，則必須補償溫度變化。
        
        從上面對PH測量原理的分析我們知道，我們只需要用毫伏表來顯示PH值就可以了。
         pH計的分類
        人們科學(xué)地根據(jù)生產(chǎn)生活的需要，研究生產(chǎn)了多種型號的酸度計：
        按測量精度可分為0.2、0.1、0.01或更高精度。
        按儀器體積分有筆式（迷你型）、便攜式、臺式和在線連續(xù)監(jiān)測在線測量。