Skala pH jest jednym z najważniejszych narzędzi opisujących świat substancji chemicznych, od wody pitnej, przez krew człowieka, aż po gleby uprawne i oceany. Bez zrozumienia pH trudno mówić o procesach biologicznych, technologicznych i środowiskowych, bo stopień kwasowości i zasadowości roztworów decyduje o szybkości reakcji, stabilności związków chemicznych oraz bezpieczeństwie wielu produktów używanych na co dzień.
Definicja pH i jej znaczenie w chemii
W chemii pojęcie pH wiąże się ściśle z teorią kwasów i zasad. W najprostszej, praktycznej formie pH jest miarą aktywności jonów wodorowych H⁺ w roztworze wodnym. Zostało wprowadzone na początku XX wieku przez Sørena Sørensena, który poszukiwał wygodnego sposobu opisu kwasowości roztworów w laboratorium. Definicja matematyczna brzmi:
pH = –log₁₀ a(H⁺)
gdzie a(H⁺) to aktywność jonów wodorowych w roztworze. W roztworach rozcieńczonych aktywność można z dobrym przybliżeniem utożsamić ze stężeniem molowym jonów H⁺. Takie logarytmiczne ujęcie pozwala przekształcić bardzo szeroki zakres stężeń – od 10⁰ do 10⁻¹⁴ mola na litr – w wygodną skalę liczbową od mniej więcej 0 do 14. Dzięki temu chemicy, biolodzy i inżynierowie mogą szybko porównywać warunki reakcji czy właściwości roztworów.
Skala pH ma charakter odwrotny: im niższa wartość pH, tym roztwór jest bardziej kwaśny, a im wyższa – tym bardziej zasadowy (alkaliczny). W praktyce przyjmuje się, że:
- pH < 7 – roztwór **kwasowy**, dominują jony H⁺
- pH = 7 – roztwór **obojętny**, stężenia H⁺ i OH⁻ są równe
- pH > 7 – roztwór **zasadowy**, dominują jony OH⁻
Istotne jest, że nawet pozornie niewielka zmiana pH o 1 jednostkę oznacza dziesięciokrotną różnicę w aktywności jonów wodorowych. Przykładowo roztwór o pH 3 jest aż dziesięć razy bardziej kwaśny niż roztwór o pH 4 i sto razy bardziej kwaśny niż roztwór o pH 5. Taka logarytmiczna natura skali sprawia, że pH jest wielkością niezwykle czułą na zmiany warunków chemicznych i jednocześnie bardzo wygodną do porównywania roztworów o skrajnie różnych właściwościach.
W czystej wodzie w temperaturze 25°C zachodzi samorzutna, bardzo słaba autodysocjacja cząsteczek:
2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
Produkt jonowy wody ma wartość około 10⁻¹⁴, co oznacza, że stężenie obu jonów – hydroniowych (H₃O⁺, w uproszczeniu H⁺) i wodorotlenkowych OH⁻ – wynosi około 10⁻⁷ mola na litr. Daje to pH bliskie 7, czyli wartość kojarzoną z roztworem obojętnym. Ta równowaga stanowi punkt odniesienia dla całej skali pH, choć należy pamiętać, że wraz ze zmianą temperatury zmienia się także produkt jonowy wody, a więc i dokładna wartość pH obojętnego roztworu.
Pojęcie pH znajduje się w centrum wielu teorii kwasowości. Według klasycznej definicji Arrheniusa kwas to związek, który w wodzie zwiększa stężenie jonów H⁺, natomiast zasada zwiększa stężenie jonów OH⁻. Teoria Brønsteda i Lowry’ego, bardziej ogólna, opisuje kwas jako donor protonu, a zasadę jako akceptor protonu. W obu przypadkach pH jest bezpośrednio powiązane ze skłonnością cząsteczek do oddawania lub przyjmowania protonów i stanowi praktyczną miarę tej zdolności w roztworach wodnych.
Metody pomiaru pH i narzędzia laboratoryjne
Dokładne określenie pH jest niezbędne w laboratorium badawczym, przemyśle, ochronie środowiska, a nawet w codziennych zastosowaniach, takich jak akwarystyka czy kontrola jakości żywności. Istnieje kilka głównych metod pomiaru, różniących się dokładnością, zakresem, wygodą i kosztem. Wybór metody zależy od wymaganej precyzji, rodzaju próbki i warunków pomiaru.
Wskaźniki kwasowo-zasadowe i papierek lakmusowy
Najprostszym sposobem oceny pH są wskaźniki barwne – związki chemiczne, których barwa zależy od stopnia protonowania cząsteczki. W roztworze o charakterze kwasowym dana forma cząsteczki z protonem może mieć inny kolor niż forma zjonizowana, dominująca w środowisku zasadowym. Klasycznym przykładem jest lakmus, który w roztworach kwasowych przyjmuje barwę czerwoną, w zasadowych niebieską, a w pobliżu obojętności – fioletową.
Papierek lakmusowy lub uniwersalny papierek wskaźnikowy nasączony mieszaniną różnych barwnych wskaźników umożliwia szybkie przybliżone określenie pH. Po zanurzeniu w roztworze i porównaniu barwy z wzorcową skalą otrzymuje się orientacyjną wartość pH, zwykle z dokładnością około jednej jednostki. Jest to metoda tania, szybka i wygodna, szczególnie w warunkach terenowych lub przy wstępnych testach, ale nie zapewnia wysokiej dokładności.
W laboratoriach stosuje się również roztwory wskaźnikowe dodawane do badanej próbki. Zmiana barwy, często w wąskim przedziale pH, umożliwia określenie punktu końcowego miareczkowania kwasowo-zasadowego. Przykładami wskaźników są fenoloftaleina, oranż metylowy czy błękit bromotymolowy. Każdy z nich ma określony zakres przejścia barwnego, co pozwala dobrać właściwy wskaźnik do badanej reakcji.
pH-metr – pomiar potencjału elektrochemicznego
Gdy wymagana jest większa precyzja, stosuje się pH-metry – przyrządy elektrochemiczne mierzące różnicę potencjałów pomiędzy elektrodą pomiarową a elektrodą odniesienia. Najczęściej używana elektroda szklana jest selektywnie czuła na jony wodorowe. Jej działanie opiera się na cienkiej, specjalnie przygotowanej warstwie szkła, przez którą powstaje różnica potencjałów zależna od aktywności H⁺ po obu stronach membrany.
Wnętrze elektrody zawiera roztwór o znanym, stałym pH oraz elektrodę wewnętrzną. Kiedy szklana membrana ma kontakt z badanym roztworem, tworzy się potencjał, którego wartość zmienia się liniowo z pH, zgodnie z równaniem Nernsta. pH-metr przelicza zmierzony potencjał na wartość pH i wyświetla wynik. Aby zapewnić dokładność, instrument wymaga regularnej kalibracji na podstawie buforów o znanym pH, najczęściej 4, 7 i 10.
Wysokiej jakości pH-metry laboratoryjne zapewniają dokładność rzędu ±0,01 jednostki pH, co jest wystarczające w większości zastosowań badawczych i przemysłowych. Warto pamiętać, że elektrody są wrażliwe na uszkodzenia mechaniczne, zanieczyszczenia i odwodnienie membrany, dlatego wymagają odpowiedniej pielęgnacji, przechowywania w roztworach ochronnych oraz okresowej regeneracji.
Metody kalibracji i źródła błędów pomiarowych
Poprawny pomiar pH wymaga starannej kalibracji pH-metru. Proces ten polega na pomiarze potencjału dla roztworów buforowych o znanych, stabilnych wartościach pH i dopasowaniu parametrów przyrządu tak, aby wskazania pokrywały się z wartościami odniesienia. Typowa kalibracja dwu- lub trzy-punktowa umożliwia uwzględnienie odchyłek czułości elektrody od idealnego zachowania opisywanego równaniem Nernsta.
Do najważniejszych źródeł błędów należą:
- zanieczyszczenie membrany szklanej osadami organicznymi lub nieorganicznymi
- niewłaściwa temperatura pomiaru i buforów kalibracyjnych
- starzenie się elektrody, prowadzące do spadku czułości
- obecność silnych utleniaczy, reduktorów lub rozpuszczalników organicznych w próbce
- zbyt mała objętość lub silne zasolenie roztworu, wpływające na aktywność jonów
W zastosowaniach przemysłowych stosuje się specjalne elektrody odporne na wysokie temperatury, ciśnienia, zanieczyszczenia czy środowisko agresywne chemicznie. Pozwala to prowadzić ciągły monitoring pH w procesach technologicznych, takich jak oczyszczanie ścieków, produkcja papieru, synteza chemikaliów czy kontrola jakości napojów.
Nowoczesne i alternatywne metody oznaczania pH
Rozwój technologii wprowadził na rynek wiele przenośnych mierników pH, niekiedy zintegrowanych z innymi czujnikami, jak konduktometr czy miernik tlenu rozpuszczonego. Miniaturowe sensory pH oparte na polimerach, tlenkach metali lub materiałach nanostrukturalnych pozwalają budować systemy monitoringu środowiska w czasie rzeczywistym. W laboratoriach badawczych stosuje się także metody spektrofotometryczne, w których barwa roztworu zawierającego wskaźnik jest analizowana za pomocą spektrofotometru; pozwala to na bardzo precyzyjne określenie pH w wąskim zakresie.
W chemii analitycznej istnieją również metody pośrednie, w których wartość pH wyznacza się z krzywych miareczkowania lub poprzez pomiar innych wielkości fizykochemicznych, zależnych od stopnia jonizacji substancji. Niemniej w praktyce laboratoryjnej dominują klasyczny pH-metr oraz wskaźniki barwne, ponieważ stanowią one kompromis między dokładnością, wygodą i kosztem.
Rola pH w środowisku, biologii i technice
Znajomość pH ma ogromne znaczenie nie tylko w chemii teoretycznej, lecz także w codziennym funkcjonowaniu organizmów, w ochronie środowiska i w technologii. Stopień kwasowości lub zasadowości wpływa na rozpuszczalność związków, aktywność enzymów, równowagi jonowe, a nawet na szybkość korozji materiałów. Zrozumienie tych zależności jest kluczowe dla wielu dziedzin nauki i praktyki.
pH w organizmach żywych
Organizmy żywe funkcjonują poprawnie tylko w ściśle określonych zakresach pH. Enzymy, białka odpowiedzialne za katalizowanie reakcji biochemicznych, wykazują zwykle wąskie optimum pH, poza którym ich aktywność gwałtownie spada. Dzieje się tak, ponieważ ładunek elektryczny reszt aminokwasowych i struktura przestrzenna białek zależą od stopnia protonowania grup funkcyjnych, a więc bezpośrednio od pH otoczenia.
Przykładem jest ludzka krew, której pH w warunkach fizjologicznych utrzymywane jest w bardzo wąskim przedziale około 7,35–7,45. Za utrzymanie tej równowagi odpowiada system buforów węglanowych, fosforanowych i białkowych, a także regulacja oddechowa i nerkowa. Nawet niewielkie odchylenia, prowadzące do kwasicy lub zasadowicy, mogą zaburzać funkcjonowanie narządów i stanowią zagrożenie dla życia.
Innym przykładem jest sok żołądkowy o pH sięgającym 1–2, co umożliwia denaturację białek i aktywność enzymu pepsyny. Z kolei w jelicie cienkim pH wzrasta do około 8 dzięki działaniu wydzieliny trzustkowej bogatej w wodorowęglany, co sprzyja aktywności innych enzymów trawiennych. Również powierzchnia skóry człowieka ma lekko kwaśny odczyn, tzw. płaszcz hydrolipidowy o pH w granicach 4,5–6, co utrudnia rozwój wielu drobnoustrojów chorobotwórczych.
W komórkach pH jest zróżnicowane w zależności od przedziału: cytoplazma większości komórek utrzymywana jest w pobliżu wartości około 7, natomiast w lizosomach – organellach odpowiedzialnych za trawienie wewnątrzkomórkowe – pH wynosi 4–5. Dzięki temu enzymy lizosomalne są aktywne tylko we właściwym środowisku, co stanowi ważny mechanizm zabezpieczający przed niekontrolowanym trawieniem składników komórki.
pH w środowisku naturalnym i rolnictwie
W ekosystemach wodnych i lądowych pH jest jednym z głównych parametrów określających warunki życia. W wodach naturalnych typowe wartości wahają się w granicach 6–8, choć lokalnie mogą znacząco odchylać się od tej normy. Zjawisko kwaśnych deszczy, powstających w wyniku emisji tlenków siarki i azotu, prowadzi do obniżenia pH opadów, a w konsekwencji do zakwaszenia jezior, rzek i gleb. Zbyt niskie pH wód może powodować wymywanie metali ciężkich z osadów, uszkodzenia skrzeli ryb, obumieranie bezkręgowców i zaburzenia całych łańcuchów pokarmowych.
W glebach pH wpływa na dostępność składników pokarmowych dla roślin. W zakresie lekko kwaśnym do obojętnego wiele pierwiastków odżywczych jest najlepiej przyswajalnych. Gdy gleba staje się zbyt kwaśna, rośnie rozpuszczalność glinu i manganu, mogących być toksycznymi, natomiast maleje przyswajalność fosforu, potasu, magnezu czy wapnia. Rolnicy regularnie monitorują pH gleby, ponieważ decyduje ono o efektywności nawożenia i zdrowiu roślin.
Jeśli gleba jest nadmiernie zakwaszona, stosuje się wapnowanie – wprowadzanie związków wapnia lub magnezu, zwykle w postaci węglanów lub tlenków, które neutralizują nadmiar jonów H⁺. W przypadku gleb zbyt zasadowych można używać nawozów zakwaszających lub substancji organicznych, które stopniowo obniżają pH. Dzięki temu utrzymuje się optymalne warunki dla upraw, ogranicza choroby roślin i poprawia strukturę gleby.
pH w przemyśle, technologii i codziennym życiu
Kontrola pH jest kluczowa w wielu gałęziach przemysłu. W przemyśle spożywczym pH wpływa na smak, teksturę, stabilność mikrobiologiczną i trwałość produktów. Dżemy, napoje gazowane czy konserwy mają zwykle obniżone pH, co utrudnia rozwój bakterii i pleśni. Produkty fermentowane, takie jak jogurty czy kiszonki, zawdzięczają swój charakterystyczny smak oraz przedłużoną trwałość działalności bakterii produkujących kwas mlekowy, który obniża pH środowiska.
W procesach oczyszczania ścieków pH decyduje o skuteczności wielu etapów, od flokulacji osadów po działanie mikroorganizmów w osadnikach biologicznych. Zbyt niskie lub zbyt wysokie pH może zahamować aktywność bakterii rozkładających związki organiczne, prowadząc do pogorszenia jakości ścieków odprowadzanych do środowiska. Dlatego w oczyszczalniach stosuje się systemy automatycznej regulacji pH, dozujące odpowiednie reagenty neutralizujące.
W przemyśle chemicznym pH wpływa na równowagi jonowe, szybkość reakcji, rozpuszczalność osadów oraz stabilność produktów. Reakcje polimeryzacji, synteza barwników, produkcja detergentów czy farmaceutyków często wymagają precyzyjnego utrzymania pH w wąskim zakresie. Odchylenia mogą prowadzić do powstania niepożądanych produktów ubocznych, obniżenia wydajności lub nawet niebezpiecznych reakcji egzotermicznych.
W codziennym życiu z pH spotykamy się częściej, niż się wydaje. Środki czystości do łazienki i kuchni są często silnie zasadowe, co umożliwia skuteczne rozpuszczanie tłuszczów i brudu, ale wymaga ostrożnego obchodzenia się z nimi, gdyż niskie pH skóry człowieka może zostać zakłócone, prowadząc do podrażnień. Kosmetyki i produkty pielęgnacyjne są projektowane tak, by ich pH było kompatybilne z pH skóry, włosów czy błon śluzowych. Nawet dobór odpowiedniego szamponu czy płynu do płukania jamy ustnej wiąże się z uwzględnieniem pH.
W akwarystyce utrzymanie stabilnego pH jest warunkiem zdrowia ryb i roślin wodnych. Różne gatunki pochodzą z biotopów o odmiennym odczynie – od lekko kwaśnych wód lasów tropikalnych po zasadowe jeziora w rejonach wapiennych. Nagłe zmiany pH powodują stres u zwierząt wodnych, zaburzają gospodarkę jonową i mogą prowadzić do śnięcia ryb. Dlatego akwarystyka łączy pasję z praktycznym wykorzystaniem wiedzy chemicznej o pH i buforowaniu wody.
Roztwory buforowe i regulacja pH
Wiele procesów chemicznych i biologicznych wymaga względnie stałego pH, nawet jeśli do układu wprowadzane są kwasy lub zasady. Utrzymanie takiej stabilności umożliwiają roztwory buforowe, czyli układy, które przeciwstawiają się zmianom pH w wyniku dodania niewielkich ilości silnych kwasów albo zasad. Zrozumienie mechanizmu działania buforów jest kluczem do kontroli pH w laboratorium, przemyśle i organizmach żywych.
Mechanizm działania roztworów buforowych
Typowy roztwór buforowy składa się z mieszaniny słabego kwasu oraz jego soli z mocną zasadą (np. kwas octowy i octan sodu) lub słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem (np. amoniak i chlorek amonu). Obecność obydwu form – kwasowej i zasadowej – umożliwia neutralizowanie zarówno dodanych jonów H⁺, jak i OH⁻. Gdy do buforu wprowadza się silny kwas, nadmiar H⁺ reaguje głównie z zasadową formą buforu, tworząc formę kwasową. Z kolei dodanie zasady powoduje, że OH⁻ reaguje z formą kwasową, tworząc jej postać zjonizowaną.
Dzięki temu stosunek stężeń formy kwasowej i zasadowej zmienia się tylko w ograniczonym stopniu, a pH buforu pozostaje zbliżone do początkowego. Związek pomiędzy pH buforu, stałą dysocjacji słabego kwasu (Ka) oraz stosunkiem stężeń formy zasadowej i kwasowej opisuje równanie Hendersona–Hasselbalcha. Choć wzór ten ma charakter przybliżony, stanowi użyteczne narzędzie w praktycznym projektowaniu buforów o określonym pH.
Skuteczność buforowania, zwana pojemnością buforową, zależy od całkowitego stężenia składników buforu oraz od tego, jak bliskie pH jest wartości pKa słabego kwasu lub pKb słabej zasady. Największa zdolność do przeciwstawiania się zmianom pH występuje w okolicach pKa, gdzie stężenia obu form są porównywalne. Dlatego dobierając bufor dla danej reakcji, wybiera się parę kwas–zasada sprzężona o pKa możliwie bliskim pożądanemu pH roztworu.
Zastosowania roztworów buforowych w nauce i technice
Roztwory buforowe odgrywają kluczową rolę w biochemii, biologii molekularnej, farmacji i wielu technologiach. W badaniach enzymatycznych utrzymanie właściwego pH jest konieczne, aby enzymy zachowały aktywność i strukturę przestrzenną. Podczas reakcji enzymatycznych często powstają produkty o charakterze kwasowym lub zasadowym, które mogłyby stopniowo zmieniać pH roztworu; odpowiednio dobrany bufor minimalizuje ten efekt.
W technikach takich jak elektroforeza białek czy kwasów nukleinowych bufor pełni podwójną rolę: utrzymuje stałe pH oraz zapewnia przewodnictwo jonowe niezbędne do przepływu prądu elektrycznego. Również w chromatografii jonowymiennej czy w wysokosprawnej chromatografii cieczowej stosuje się złożone układy buforowe, które umożliwiają rozdział substancji w zależności od ich ładunku i stopnia jonizacji.
W farmacji roztwory buforowe są stosowane do stabilizacji leków w postaci wodnej. Wiele substancji leczniczych ulega hydrolizie lub degradacji w określonych warunkach pH, dlatego ich roztwory projektuje się tak, aby utrzymywały odczyn zapewniający maksymalną trwałość. Przykładem są krople do oczu lub preparaty do iniekcji, których pH powinno być zbliżone do fizjologicznego, co minimalizuje podrażnienia i zwiększa komfort pacjenta.
W technice środowiskowej buforowanie odgrywa rolę w neutralizowaniu kwaśnych lub zasadowych ścieków. Wprowadzenie do układu substancji o właściwościach buforowych pozwala łagodniej i bardziej kontrolowanie korygować pH, ograniczając ryzyko gwałtownych zmian, które mogłyby zaszkodzić mikroflorze oczyszczalni czy wywołać niekontrolowane reakcje chemiczne. Takie podejście jest szczególnie ważne w instalacjach, gdzie ścieki z różnych etapów produkcji mają bardzo zróżnicowany odczyn.
Systemy buforowe w organizmach żywych
Organizmy wykształciły własne systemy buforowe, aby chronić się przed wahaniami pH wynikającymi z metabolizmu. Wspomniany już bufor wodorowęglanowy w krwi człowieka jest klasycznym przykładem naturalnego układu buforowego, w którym dwutlenek węgla, wodorowęglany i kwas węglowy tworzą złożoną równowagę. Płuca regulują stężenie CO₂ przez oddychanie, a nerki kontrolują wydalanie jonów H⁺ i reabsorpcję HCO₃⁻, co razem umożliwia utrzymanie względnie stałego pH krwi.
Inne bufory, takie jak układy fosforanowe czy białkowe, działają wewnątrz komórek oraz w płynach tkankowych. Liczne grupy aminowe i karboksylowe w białkach mogą wiązać lub oddawać protony, dostosowując swój ładunek do warunków pH. Dzięki temu białka pełnią nie tylko funkcje strukturalne czy enzymatyczne, lecz także uczestniczą w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej.
Zrozumienie działania naturalnych buforów jest ważne nie tylko z punktu widzenia medycyny, ale również przy projektowaniu płynów infuzyjnych, środków kontrastowych czy sztucznych płynów ustrojowych używanych w badaniach laboratoryjnych. Ich pH musi być zbliżone do warunków fizjologicznych, aby nie zaburzać delikatnych procesów zachodzących w komórkach i tkankach.
FAQ – najczęściej zadawane pytania o pH
Dlaczego skala pH zwykle ma zakres od 0 do 14?
Zakres 0–14 wynika z własności wody w temperaturze około 25°C. Iloczyn stężeń jonów H⁺ i OH⁻ w czystej wodzie wynosi wtedy około 10⁻¹⁴, co prowadzi do zakresu pH od mniej więcej 0 (stężenie H⁺ = 1 mol/dm³) do 14 (stężenie H⁺ = 10⁻¹⁴ mol/dm³). W roztworach bardzo stężonych lub w innych rozpuszczalnikach pH może wykraczać poza ten przedział, ale w większości typowych zastosowań przyjmuje się właśnie taki zakres roboczy.
Czym różni się roztwór kwaśny od zasadowego na poziomie cząsteczkowym?
W roztworze kwaśnym przeważają jony wodorowe H⁺ (w praktyce jony hydroniowe H₃O⁺), co oznacza, że równowaga autodysocjacji wody jest przesunięta w stronę powstawania tych jonów. W roztworze zasadowym dominują jony wodorotlenkowe OH⁻, a stężenie H⁺ jest odpowiednio mniejsze. Zgodnie z definicją kwasów i zasad, kwas zwiększa stężenie H⁺ w roztworze, natomiast zasada je obniża, wiążąc protony lub dostarczając dodatkowych jonów OH⁻.
Czy pH 7 zawsze oznacza roztwór obojętny?
W warunkach standardowych i dla wody czystej pH 7 odpowiada obojętności, bo stężenia jonów H⁺ i OH⁻ są równe. Jednak produkt jonowy wody zależy od temperatury, więc w innych warunkach pH obojętne może nieznacznie odbiegać od 7. Ponadto roztwór o pH 7 może zawierać różne jony i związki obojętne chemicznie, których suma daje taki sam stosunek H⁺ do OH⁻; obojętność dotyczy więc równowagi jonowej, a nie całkowitej „czystości” roztworu.
Dlaczego enzymy są tak wrażliwe na zmiany pH?
Enzymy to białka o precyzyjnie ukształtowanej strukturze przestrzennej, której stabilność zależy od oddziaływań elektrostatycznych, wiązań wodorowych i hydrofobowych. Zmiana pH wpływa na stopień protonowania grup aminowych i karboksylowych w łańcuchu bocznym aminokwasów, a tym samym na ładunek cząsteczki. Nawet niewielkie odchylenia pH mogą zaburzyć rozmieszczenie ładunków, prowadząc do utraty optymalnego ułożenia centrum aktywnego i spadku aktywności katalitycznej enzymu.
Jak samodzielnie zbadać pH wody z kranu lub akwarium?
Do wstępnej oceny pH wody wystarczy papierek wskaźnikowy lub prosty zestaw kropelkowy, który zmienia barwę po dodaniu odczynnika. Uzyskany kolor porównuje się z dołączoną skalą, odczytując przybliżoną wartość pH. Jeśli potrzebna jest większa dokładność, warto użyć elektronicznego pH-metru kieszonkowego, wcześniej skalibrowanego na roztworach buforowych. Pomiar najlepiej wykonywać w temperaturze zbliżonej do pokojowej i w czystym naczyniu, aby ograniczyć wpływ zanieczyszczeń.
