Водородный показатель
Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», от аббревиатуры англ. pH — произносится piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность. В очень разбавленных растворах активность ионов эквивалентна их концентрации).
pH вычисляют как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:
- «Кислые» значения рН и Кислый вкус в обыденном понимании ассоциируется с понятием Кислота. Однако с точки зрения современной науки (химии и биохимии) эти взаимосвязанные понятия существенно различны; существуют нерастворимые (и «не кислые») кислоты, и даже кислоты без ионов ([H+]).
ИсторияПравить
Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogenii — 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 оксоний-ионов.
Уравнения, связывающие pH и pOHПравить
Вывод значения pHПравить
В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH−]) одинаковы и составляют 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, 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 кислым, а при [OH−] > [H+] — 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 — pH.
pOHПравить
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности 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 кислотностиПравить
- 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+] = 10−15 моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.
|
Так как при 25 °C (стандартных условиях)[H+] · [OH−] = 10−14, то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.
Так как в кислых растворах [H+] > 10−7, то pH кислых растворов pH < 7, аналогично pH 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−); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.
Методы определения значения pHПравить
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 — 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 основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 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 — 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.
- Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — 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 — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, — 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.[?]
Роль pH в химии и биологииПравить
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.
См. такжеПравить
ЛитератураПравить
- 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
КомментарииПравить
Об источникеПравить
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 — London — Sydney. 1964