ph值的檢測裝置的原理

1. PH值感測器工作原理

電阻的變化

2. ph值測定原理

有指示電極和參比電極而構成的電極插入到溶液中形成原電池,在室溫(25℃)時每單位ph值相當於59.1mv的電動勢變化值,在儀器上直接以ph的讀數表示,溫差在儀器上有補償裝置.

3. PH檢測儀的PH計的工作原理

PH計是以電位測定法來測量溶液PH值的，因此PH計的工作方式，除了能測量溶液的PH值以外，，還可版以測權量電池的電動勢。PH在拉丁文中，是Pons hydrogenii的縮寫，是物質中氫離子的活度，PH值則是氫離子濃度的對數的負數。PH計的主要測量部件是玻璃電極和參比電極，玻璃電極對PH敏感，而參比電極的電位穩定。將PH計的這兩個電極一起放入同一溶液中，就構成了一個原電池，而這個原電池的電位，就是這玻璃電極和參比電極電位的代數和。
PH計的參比電極電位穩定，那麼在溫度保持穩定的情況下，溶液和電極所組成的原電池的電位變化，只和玻璃電極的電位有關，而玻璃電極的電位取決於待測溶液的PH值，因此通過對電位的變化測量，就可以得出PH溶液的PH值。

4. pH試紙是什麼它的原理是什麼

PH試紙上有甲基紅、溴甲酚綠、百里酚藍這三種指示劑。甲基紅、溴甲內酚綠、百里酚藍和酚酞一樣，在容不同PH值的溶液中均會按一定規律變色。甲基紅的變色范圍是PH4.2(紅)--6.2(黃)，溴甲酚綠的變色范圍是PH3.6（黃）--5.4（綠），百里酚藍的變色范圍是PH6.7(黃)--7.5(藍)。用定量甲基紅加定量溴甲酚綠加定量百里酚藍的混合指示劑浸漬中性白色試紙，晾乾後製得的PH試紙可用於測定溶液的PH值

5. PH計的原理

什麼是pH？pH是拉丁文「Pons hydrogenii」一詞的縮寫（Pons=壓強、壓力hydrogenium=氫），用來量度物質中氫離子的活性。這一活性直接關繫到水溶液的酸性、中性和鹼性。水在化學上是中性的，但不是沒有離子，即使化學純水也有微量被離解：嚴格地講，在與水分子水合作用以前，氫核不是以自由態存在。
H2O+ H2O=H3O+ + OHˉ，由於水合氫離子（H3O+）的濃度是與氫離子（H+）濃度等同看待，上式可以簡化成下述常用的形式：
H2O=H+ + OHˉ
此處正的氫離子，人們在化學中表示為「H+離子」或「氫核」。水合氫核表示為「水合氫離子」。負的氫氧根離子稱為「氫氧化物離子」。
利用質量作用定律，對於純水的離解可以找到一平衡常數加以表示：
K=H3O+×OH-————H2O
由於水只有極少量被離解，因此水的質量摩爾濃度實際為一常數，並且有平衡常數K可求出水的離子積KW。
KW=K×H2O KW= H3O+·OH－=10－7·10－7=10－14mol/l(25℃)
也就是說對於一升純水在25℃時存在10－7摩爾H3O+離子和10－7摩爾OHˉ離子。
在中性溶液中，氫離子H+和氫氧根離子OHˉ的濃度都是10－7mol/l。如：
假如有過量的氫離子H+，則溶液呈酸性。酸是能使水溶液中的氫離子H+游離的物質。同樣，如果使OHˉ離子游離，那麼溶液就是鹼性的。所以，給出H+值就足以表示溶液的特性，呈酸性還是鹼性，為了免於用此分子濃度負冥指數進行運算，生物學家澤倫森（Soernsen）在1909年建議將此不便使用的數值用對數代替，並定義為「pH值」。數學上定義pH值為氫離子濃度的常用對數負值。即pH=-log[H+]。
因此，pH值是離子濃度以10為底的對數的負數：
改變50m3的水的pH值，從pH2到pH3需要500L漂白劑。然而，從pH6到pH7隻需要50L的漂白劑。
測量pH值的方法很多，主要有化學分析法、試紙法、電位法。現主要介紹電位法測得pH值。
電位分析法所用的電極被稱為原電池。原電池是一個系統，它的作用是使化學反應能量轉成為電能。此電池的電壓被稱為電動勢（EMF）。此電動勢（EMF）由二個半電池構成，其中一個半電池稱作指示電極，它的電位與特定的離子活度有關，如H+；另一個半電池為參比半電池，通常稱作參比電極，它一般是測量溶液相通，並且與測量儀表相連。
例如，一支電極由一根插在含有銀離子的鹽溶液中的一根銀導線製成，在導線和溶液的界面處，由於金屬和鹽溶液二種物相中銀離子的不同活度，形成離子的充電過程，並形成一定的電位差。失去電子的銀離子進溶液。當沒有施加外電流進行反充電，也就是說沒有電流的話，這一過程最終會達到一個平衡。在這種平衡狀態下存在的電壓被稱為半電池電位或電極電位。這種（如上所述）由金屬和含有此金屬離子的溶液組成的電極被稱為第一類電極。
此電位的測量是相對一個電位與鹽溶液的成分無關的參比電極進行的。這種具有獨立電位的參比電極也被稱為第二電極。對於此類電極，金屬導線都是覆蓋一層此種金屬的微溶性鹽（如：Ag/Agcl），並且插入含有此種金屬鹽陰離子的電解質溶液中。此時半電池電位或電極電位的大小取決於此種陰離子的活度。
此二種電極之間的電壓遵循能斯特（NERNST）公式：
式中：E—電位
E0—電極的標准電壓
R—氣體常數（8.31439焦耳/摩爾和℃）
T—開氏絕對溫度（例：20℃相當於（273.15+20）293.15開爾文）
F—法拉弟常數（96493庫化/當量）
n—被測離子的化合價（銀=1，氫=1）
ln（aMe）—離子活度aMe的對數
標准氫電極是所有電位測量的參比點。標准氫電極是一根鉑絲，用電解的方法鍍（塗覆）上氯化鉑，並且在四周充入氫氣（固定壓力為1013hpa）構成的。
將此電極浸入在25℃時H3O+離子含量為1mol/l溶液中便形成電化學中所有電位測量所參照的半電池電位或電極電位。其中氫電極作為參比電極在實踐中很難實現，於是使用第二類電極做為參比電極。其中最常用的便是銀/氯化銀電極。該電極通過溶解的AgCl對於氯離子濃度的變化起反應。
此參比電極的電極電位通過飽和的kcl貯池（如：3mol/l kcl）來實現恆定。液體或凝膠形式的電解質溶液通過隔膜與被測溶液相連通。
利用上述的電極組合—銀電極和Ag/AgCl參比電極可以測量膠片沖洗液中的銀離子含量。也可以將銀電極換成鉑或金電極進行氧化還原電位的測量。例如：某種金屬離子的氧化階段。
最常用的pH指示電極是玻璃電極。它是一支端部吹成泡狀的對於pH敏感的玻璃膜的玻璃。管內充填有含飽和AgCl的3mol/l kcl緩沖溶液，pH值為7。存在於玻璃膜二面的反映pH值的電位差用Ag/AgCl傳導系統，
如第二電極，導出。pH復合電極和pH固態電極，
此電位差遵循能斯特公式：
將E0、R、T（298.15K即25℃）等數值代入上式既得：
E=59.16mv/25℃ per pH （式中已將ln（H3O+）轉化為pH）
式中R和F為常數，n為化合價，每種離子都有其固定的值。對於氫離子來講n=1。溫度「T」做為變數，在能斯特公式中起很大作用。隨著溫度的上升，電位值將隨之增大。
對於每1℃的溫度變大，將引起電位0.2mv/per pH變化。用pH值來表示則每1℃第1pH變化0.0033pH值。
這也就是說：對於20～30℃之間和7pH左右的測量不需要對溫度變化進行補償；而對於溫度>30℃或<20℃和pH值>8pH或6pH的應用場合則必須對溫度變化進行補償。
工業PH計，是一種常用的工業儀器設備，主要用來精密測量液體介質的酸鹼度值。以及安裝、清洗、抗干擾等等問題的考慮

6. 電位法測定pH值的原理是什麼

答：以玻璃電極為指示電極，飽和甘汞電極為參比電極，插入溶液中組成原電池。在℃時，單位pH值標度相當於59.1mV電動勢變化值，在儀器上直接以pH讀數表示。溫度差異在儀器上有補償裝置。

電位法測得PH值？

電位分析法所用的電極被稱為原電池。原電池是一個系統，它的作用是使化學反應能量轉成為電能。此電池的電壓被稱為電動勢（EMF）。此電動勢（EMF）由二個半電池構成，其中一個半電池稱作測量電極，它的電位與特定的離子活度有關，如H+；另一個半電池為參比半電池，通常稱作參比電極，它一般是測量溶液相通，並且與測量儀表相連。

例如，一支電極由一根插在含有銀離子的鹽溶液中的一根銀導線製成，在導線和溶液的界面處，由於金屬和鹽溶液二種物相中銀離子的不同活度，形成離子的充電過程，並形成一定的電位差。失去電子的銀離子進溶液。當沒有施加外電流進行反充電，也就是說沒有電流的話，這一過程最終會達到一個平衡。在這種平衡狀態下存在的電壓被稱為半電池電位或電極電位。這種（如上所述）由金屬和含有此金屬離子的溶液組成的電極被稱為第一類電極。

此電位的測量是相對一個電位與鹽溶液的成分無關的參比電極進行的。這種具有獨立電位的參比電極也被稱為第二電極。對於此類電極，金屬導線都是覆蓋一層此種金屬的微溶性鹽（如：Ag/Agcl），並且插入含有此種金屬鹽陰離子的電解質溶液中。此時半電池電位或電極電位的大小取決於此種陰離子的活度。

此二種電極之間的電壓遵循能斯特（NERNST）公式：

將E0、R、T（298.15K即25℃）等數值代入上式既得：

E=59.16mv/25℃ per pH （式中已將ln（H3O+）轉化為pH）

式中R和F為常數，n為化合價，每種離子都有其固定的值。對於氫離子來講n=1。溫度「T」做為變數，在能斯特公式中起很大作用。隨著溫度的上升，電位值將隨之增大。對於每1℃的溫度變大，將引起電位0.2mv/per pH變化。用pH值來表示則每1℃第1pH變化0.0033pH值。

這也就是說：對於20～30℃之間和7pH左右的測量不需要對溫度變化進行補償；而對於溫度＞30℃或＜20℃和pH值＞8pH或6pH的應用場合則必須對溫度變化進行補償。

pH值一電位一離子濃度之間的關系

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 OH離子

14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 H 離子

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH

+414.4···· ·· ····+.59.2 0 -59.2············ ···· -414.4 mv/25℃

從以上我們對PH測量的原理進行了分析而得知我們只要用一台毫伏計即可把PH值顯示出來。正確了解PH計原理與測量方法，更有助於我們合理、准確的使用PH計。同時，也讓PH計功能最大化，給大家帶來更多效益。

7. ph試紙的原理

pH試紙上有甲基紅、溴甲酚綠、百里酚藍這 三種指示劑。甲基紅、溴甲酚綠、百里酚藍和酚 酞一樣，在不同PH值的溶液中均會按一定規律變 色。甲基紅的變色范圍是pH4.4(紅)--6.2(黃)，溴 甲酚綠的變色范圍是pH3.6（黃）--5.4（綠）， 百里酚藍的變色范圍是pH6.7(黃)--7.5(藍)。用定 量甲基紅加定量溴甲酚綠加定量百里酚藍的混合 指示劑浸漬中性白色試紙，晾乾後製得的pH試紙 可用於測定溶液的PH值便不難理解了。

8. PH值測定原理是什麼 

有指示電極和參比電極而構成的電極插入到溶液中形成原電池，在室溫(25℃)時每單位PH值相當於59.1mv的電動勢變化值,在儀器上直接以PH的讀數表示,溫差在儀器上有補償裝置

9. PH計測量的原理

測量抄PH值的方法很多，主要有化學分析法、試紙法、電位法。現主要介紹電位法測得PH值。
電位分析法所用的電極被稱為原電池。原電池是一個系統，它的作用是使化學反應能量轉成為電能。此電池的電壓被稱為電動勢（EMF）。此電動勢（EMF）由二個半電池構成，其中一個半電池稱作測量電極，它的電位與特定的離子活度有關，如H+；另一個半電池為參比半電池，通常稱作參比電極，它一般是測量溶液相通，並且與測量儀表相連。
例如，一支電極由一根插在含有銀離子的鹽溶液中的一根銀導線製成，在導線和溶液的界面處，由於金屬和鹽溶液二種物相中銀離子的不同活度，形成離子的充電過程，並形成一定的電位差。失去電子的銀離子進溶液。當沒有施加外電流進行反充電，也就是說沒有電流的話，這一過程最終會達到一個平衡。在這種平衡狀態下存在的電壓被稱為半電池電位或電極電位。這種（如上所述）由金屬和含有此金屬離子的溶液組成的電極被稱為第一類電極。