Водоро́дный показа́тель ( pH [пэ-аш] ← лат. p ondus H ydrogenii «вес водорода») — мера кислотности водных растворов . Является способом выражения активности катионов водорода в растворах . Противоположна по знаку и равна по модулю десятичному логарифму активности ( а ) катионов водорода (Н ⁺ ), выраженной в молях на литр, которую в сильно разбавленных растворах можно считать равной их равновесной молярной концентрации ([H ⁺ ]) :

${\displaystyle \mathrm {pH} =-\lg(a_{\mathrm {H^{+}} })\thickapprox -\lg([\mathrm {H^{+}} ])}$ .

Для водных растворов (при стандартных условиях ) :

• pH < 7 соответствует кисло́тному раствору
• pH = 7 соответствует нейтра́льному раствору ; иногда относят к кислотному
• pH > 7 соответствует осно́вному раствору .

Водородный показатель может быть определён с помощью кислотно-основных индикаторов , измерен потенциометрическим pH-метром .

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

История

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

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 моль ² /л ² (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.

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

pOH

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

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

Так как в любом водном растворе при 25 °C ${\displaystyle [{\text{H}}^{+}][{\text{OH}}^{-}]=1{,}0\cdot 10^{-14}}$ , очевидно, что при этой температуре:

${\displaystyle {\text{pOH}}=14-{\text{pH}}}$

Значения pH в растворах различной кислотности

Некоторые значения pH [ источник не указан 3002 дня ] Вещество pH Цвет индикатора Геотермальная вода у вулкана Даллол ≈ 0 Электролит в свинцовых аккумуляторах <1,0 Желудочный сок 1,0–2,0 Лимонный сок (5 % р-р лимонной кислоты ) 2,0±0,3 Пищевой уксус 2,4 Яблочный сок 3,0 Кока-кола 3,0±0,3 Кофе 5,0 Чай , шампунь , кожа здорового человека 5,5 Кислотный дождь , моча < 5,6 Питьевая вода 6,5–8,5 Молоко 6,6–6,93 Слюна 6,8–7,4 Чистая вода при 25 °C 7,0 Кровь 7,36–7,44 Морская вода 8,0 Мыло (жировое) для рук 9,0–10,0 Нашатырный спирт 11,5 Отбеливатель ( хлорная известь ) 12,5 Концентрированные растворы щелочей >13

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.

Связь pK _a и pH

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)}$ — показатель константы кислотности

Уравнение Гендерсона-Хассельбаха

${\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \right)}$

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 , 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, 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. При отсутствии инструментальных средств определения рН могут быть использованы водные экстракты антоцианов — пигментов растений, окрашивающих цветки, плоды, листья, стебли. Основа их строения — катион флавилия, у которого кислород в пирановом кольце свободновалентен. Например, цианидин имеет красновато-фиолетовый цвет, однако цвет меняется с изменением рН: растворы имеют красный цвет при рН<3, фиолетовый при рН 7-8 и голубой при рН>11. Обычно в кислоте антоцианы имеют красный цвет различной интенсивности и оттенков, а в щелочной — синий. Такие изменения в окраске антоцианов можно наблюдать, добавляя кислоту или щелочь к окрашенному соку смородины , вишни , столовой свёклы или краснокочанной капусты .

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

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.

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 .

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 . Нормальный водородный показатель желудочного сока (в просвете тела желудка натощак) равен 1,5…2,0 . У сока тонкой кишки pH в норме составляет 7,2…7,5, при усилении секреции достигает 8,6 . 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 .

Примечания

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

• от 14 января 2020 на Wayback Machine