Водородный показатель

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH в piː'eɪtʃ «Пи эйч») в мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

$\mbox{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]\!$

Содержание

1 История
2 Уравнения, связывающие pH и pOH
- 2.1 Вывод значения pH
- 2.2 pOH
3 Значения pH в растворах различной кислотности
4 Методы определения значения pH
5 Роль pH в химии и биологии
6 См. также
7 Литература
8 Комментарии
- 8.1 Об источнике
9 Ссылки
10 Примечания

[править] История

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni в сила водорода, или pondus hydrogenii в вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную -lgX, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H⁺), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

[править] Уравнения, связывающие pH и pOH

[править] Вывод значения pH

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H⁺]) и гидроксид-ионов ([OH^в]) одинаковы и составляют 10^в7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H⁺] · [OH^в] и составляет 10^в14 моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания в наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H⁺] > [OH^в] говорят, что раствор является кислым, а при [OH^в] > [H⁺] в щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем в pH.

$\mbox{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]\!$

[править] pOH

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина в показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH^в:

$\mbox{pOH} = -\lg \left[ \mbox{OH}^- \right]\!$

как в любом водном растворе при 22 °C $[\mbox{H}^+] [\mbox{OH}^-]=1,0$ × $10^{-14}$ , очевидно, что при этой температуре:

$\mbox{pOH}=14-\mbox{pH}\!$

[править] Значения pH в растворах различной кислотности

Вопреки распространённому мнению, pH может изменяться не только в интервале от 0 до 14, а может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H⁺] = 10^в15 моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = в1.

Некоторые значения pH
Вещество	pH
Электролит в свинцовых аккумуляторах	<1.0
Желудочный сок	1,0в2,0
Лимонный сок (5% р-р лимонной кислоты)	2,0±0,3
Пищевой уксус	2,4
Кока-кола	3,0±0,3
Яблочный сок	3,0
Пиво	4,5
Кофе	5,0
Шампунь	5,5
Чай	5,5
Кожа здорового человека	5,5
Кислотный дождь	< 5,6
Слюна	6,35в6,85
Молоко	6,6-6,9
Чистая вода	7,0
Кровь	7,36в7,44
Морская вода	8,0
Мыло (жировое) для рук	9,0в10,0
Нашатырный спирт	11,5
Отбеливатель (хлорная известь)	12,5
Концентрированные растворы щелочей	>13

Так как при 25 °C (стандартных условиях)[H⁺] · [OH^в] = 10^в14, то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.

Так как в кислых растворах [H⁺] > 10^в7, то у кислых растворов pH < 7, аналогично, у щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH < 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H⁺, так и OH^в); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.

[править] Методы определения значения pH

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы в органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах в либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1в2 единицы.
Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
Использование специального прибора в pH-метра в позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, включающей специальный стеклянный электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов H⁺ в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
Аналитический объёмный метод в кислотно-основное титрование в также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности в момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, в фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
Влияние температуры на значения pH

0.001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3

0.001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83

Влияние температуры на значения pH объяснятеся различной диссоциацией ионов водорода (H⁺) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.

[править] Роль pH в химии и биологии

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.

[править] См. также

[править] Литература

Бейтс Р., Определение рН. Теория и практика, пер. 2 изд., Перевод с английского под редакцией акад. Б. П. Никольского и проф. М. М. Шульца. «Химия». Л., 1972

[править] Комментарии

[править] Об источнике

В 1965 г. Роджер Бейтс пишет проф. Б. П. Никольскому и проф. М. М. Шульцу:

Профессор Р. Г. Бейтс, Департамент электрохимических исследований, Национальное бюро стандартов, Вашингтон, США, 8 марта, 1965 г. СССР, Ленинград, Ленинградский Государственный Университет, проф. Б. П. Никольскому, проф. М. М. Шульцу

Глубокоуважаемые профессора Никольский и Шульц! Занимаясь стандартизацией измерений pH, я смог по достоинству оценить ваши превосходные работы по стеклянному электроду, которые значительно расширили понимание механизма действия иона водорода. Я надеюсь в скором времени получить возможность побывать в вашей стране в связи с Московским конгрессом Международного союза общей и прикладной химии. Я был бы очень признателен вам, если бы смог посетить ваш институт и познакомиться с вами. Предполагая, что сессия конгресса закончится 18 июля, я надеюсь быть в Ленинграде 19 июля. Возможно ли моё посещение Вашего института 20 или 21 июля? Я хорошо знаком также с некоторыми работами доктора Л. Л. Макарова и, если это удобно, хотел бы встретиться и с ним.

С наилучшими пожеланиями искренне Ваш Роджер Г.Бейтс, руководитель отдела электрохимического анализа Национального бюро стандартов. (Архив академика М. М. Шульца)

В 1968 г. было осуществлено первое издание книги Р.Бейтса на русском языке (под редакцией проф. Б. П. Никольского и проф. М. М. Шульца): Determination of pH. Roger G. Bates, National Bureau of Standards. John Wiley & Sons Inc. New York в London в Sydney. 1964

[править] Ссылки

Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH.

[править] Примечания

Водородный показатель

Содержание

[править] История

[править] Уравнения, связывающие pH и pOH

[править] Вывод значения pH

[править] pOH

[править] Значения pH в растворах различной кислотности

[править] Методы определения значения pH

[править] Роль pH в химии и биологии

[править] См. также

[править] Литература

[править] Комментарии

[править] Об источнике

[править] Ссылки

[править] Примечания

Личные инструменты

Пространства имён

Варианты

Просмотры

Действия

Поиск

Навигация

Участие

Печать/экспорт

Инструменты

На других языках