Водородный показатель

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

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

Для водных растворов водородный показатель меньше 7 соответствует кислотному раствору, тогда как выше 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:

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

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.

 

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  , очевидно, что при этой температуре:

 

Значения pH в растворах различной кислотности

Некоторые значения pH[источник не указан 1509 дней]
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
Шампунь 5,5
Чай 5,5
Кожа здорового человека 5,5
Кислотный дождь < 5,6
Питьевая вода 6,5–8,5
Молоко 6,6–6,93
Слюна 6,8–7,4 [2]
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.

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 рН, 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

0,001 моль/л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3 [источник не указан 1331 день]

0,001 моль/л NaOH при 20 °C имеет pH=11,73, при 30 °C pH=10,83 [источник не указан 1331 день]

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 рН 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. У сока толстой кишки в норме pH равен 8,5…9,0[5].

См. также

Примечания

  1. история термина спорна
  2. Кислотность (рН) // Функциональная гастроэнтерология : сайт. Архивировано 21 марта 2013 года.
  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.

Литература

Ссылки