Водородный показатель
Водоро́дный показа́тель[1] (pH [пэ-аш] ← лат. pondus Hydrogenii[2] «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+])[3]:
- .
Для водных растворов (при стандартных условиях) :
- pH < 7 соответствует кисло́тному раствору;
- pH = 7 соответствует нейтра́льному раствору;
- 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 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−:
Так как в любом водном растворе при 25 °C , очевидно, что при этой температуре:
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.
Связь pKa и pH
— показатель константы кислотности
Уравнение Гендерсона-Хассельбаха
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.
- 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.
- 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.
- 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.
- 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.
- 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[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 артериальной крови составляет от 7,36 до 7,44 то есть кровь имеет слабоосновную реакцию. 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[6]. Нормальный водородный показатель желудочного сока (в просвете тела желудка натощак) равен 1,5…2,0[7]. У сока тонкой кишки pH в норме составляет 7,2…7,5, при усилении секреции достигает 8,6[8]. 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[9].
Примечания
- ↑ Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
- ↑ история термина спорна
- ↑ The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). IUPAC - pH (P04524) . goldbook.iupac.org. Дата обращения: 20 марта 2023. Архивировано 1 апреля 2023 года.
- ↑ Кислотность (pH) // Функциональная гастроэнтерология : сайт. Архивировано 9 мая 2013 года.
- ↑ Л.А.Красильникова. Биохимия растений. — 2004. — С. 163—164.
- ↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Физико-химические свойства крови. Архивная копия от 15 августа 2019 на Wayback Machine
- ↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Секреторная функция желудка Архивная копия от 15 августа 2019 на Wayback Machine
- ↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Кишечная секреция Архивная копия от 13 августа 2019 на Wayback Machine.
- ↑ 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. Архивировано 11 февраля 2021 года.
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. Архивная копия от 14 января 2020 на Wayback Machine