Водородный показатель

• Разделы:
  • Уравнения, связывающие pH и pOH
  • Значения pH в растворах различной кислотности
  • Методы определения значения pH
  • Роль pH в химии и биологии
  • См. также
  • Примечания
  • Литература
  • Ссылки

Запрос «pH» перенаправляется сюда; см. также другие значения.Запрос «Кислотность» перенаправляется сюда. На эту тему нужно создать отдельную статью.

Водоро́дный показа́тель, pH (лат. pondus Hydrogenii[1] — «вес водорода»; произносится «пэ-аш») — мера кислотности водных растворов. Ассоциирована с концентрацией ионов водорода, что эквивалентно активности ионов водорода в сильно разбавленных растворах.

Лимонный сок, кислый из-за наличия 5%-6% лимонной кислоты, характеризуется pH=2,2 (высокая кислотность)

Для водных растворов водородный показатель pH < 7 соответствует кислотному раствору, тогда как pH > 7 — осно́вному.

Может быть определён с помощью кислотно-основных индикаторов, измерен потенциометрически pH-метром или вычислен по формуле как величина, противоположная по знаку и равная по модулю десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

pH=−lg⁡[H+]{displaystyle {mbox{pH}}=-lg left[{mbox{H}}^{+}right]}

Точное измерение и регулирование pH необходимо в различных отраслях химии, биологии, наук о материалах, технологий, медицины и агрохимии.

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 Примечания
• 8 Литература
• 9 Ссылки

История

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogeni — вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную −lg X. Например, силу кислот часто выражают в виде pKa = −lg Ka.

В случае pH, буква H обозначает концентрацию ионов водорода (H+), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH

Вывод значения pH

В чистой воде концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH−]) одинаковы и при 22 °C составляют по 10−7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH−] и составляет 10−14 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 (на самом деле увеличивается не концентрация собственно ионов — иначе как способность кислот «присоединять» ион водорода могла бы приводить к этому — а концентрация именно таких соединений с «присоединённым» к кислоте ионом водорода), а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH−], говорят, что раствор является кислотным, а при [OH−] > [H+] — осно́вным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентрации ионов водорода используют её взятый с обратным знаком десятичный логарифм, который, собственно, и является водородным показателем — pH.

pH=−lg⁡[H+]{displaystyle {text{pH}}=-lg left[{mbox{H}}^{+}right]} 

pOH

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

как в любом водном растворе при 25 °C [H+][OH−]=1,0⋅10−14{displaystyle [{text{H}}^{+}][{text{OH}}^{-}]=1{,}0cdot 10^{-14}}

 , очевидно, что при этой температуре:

pOH=14−pH{displaystyle {text{pOH}}=14-{text{pH}}} 

Значения pH в растворах различной кислотности

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

Так как в кислотных растворах [H+] > 10−7, то у кислотных растворов pH < 7, аналогично, у осно́вных 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−); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.

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-осно́вного титрования.

1. Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-осно́вные индикаторы — 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 — либо в кислотной, либо в осно́вной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1-2 единицы.
2. 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 кислотной области в осно́вную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
3. Использование специального прибора — pH-метра — 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 pH, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
4. Аналитический объёмный метод — кислотно-осно́вное титрование — также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, — фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
5. Влияние температуры на значения pH

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

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-осно́вных 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-осно́вного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.

В человеческом организме в различных органах водородный показатель различен. Нормальный pH крови составляет 7,36, то есть кровь имеет слабоосновную реакцию (с колебаниями от 7,34 у венозной крови до 7,40 у артериальной). В зависимости от биохимических изменений в крови может наблюдаться ацидоз (увеличение кислотности) или алкалоз (увеличение осно́вности), однако совместимый с жизнью диапазон pH крови невелик, поскольку уже при уменьшении pH до 6,95 наступает потеря сознания, а смещение реакции крови в щелочную сторону до pH = 7,7 вызывает тяжелейшие судороги. Поддержание кислотно-основного баланса крови в допустимых пределах осуществляется буферными системами крови, главной из которых является гемоглобиновая[3]. Нормальный водородный показатель желудочного сока (в просвете тела желудка натощак) равен 1,5…2,0[4]. У сока тонкой кишки pH в норме составляет 7,2…7,5, при усилении секреции достигает 8,6[5]. pH содержимого толстого кишечника может варьировать в норме от 6,0 до 7,2 единиц и зависит прежде всего от уровня продукции жирных кислот его микробиотой[6].

См. также

• Ионное произведение воды
• Электролитическая диссоциация
• Константа диссоциации кислоты
• Гидролиз
• Индикаторы
• pH-метр
• Стеклянный электрод
• Титрование
• Буферные растворы
• Основность

Примечания

1. ↑ история термина спорна
2. ↑ Кислотность (pH) // Функциональная гастроэнтерология : сайт.
3. ↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Физико-химические свойства крови.
4. ↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Секреторная функция желудка
5. ↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Кишечная секреция Архивная копия от 13 августа 2019 на Wayback Machine.
6. ↑ Akinori Osuka, Kentaro Shimizu, Hiroshi Ogura, Osamu Tasaki, Toshimitsu Hamasaki. Prognostic impact of fecal pH in critically ill patients // Critical Care. — 2012. — Т. 16, вып. 4. — С. R119. — ISSN 1364-8535. — doi:10.1186/cc11413.

Литература

• Бейтс Р. Определение pH. Теория и практика / пер. с англ. под ред. акад. Б. П. Никольского и проф. М. М. Шульца. — 2 изд. — Л. : Химия, 1972.

Ссылки

• Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH.