Просмотр кода страницы Водородный показатель

<!-- {{redirect|pH|PH  (значения)}}-->
'''Водоро́дный показа́тель''', ''pH'' (лат. '''''p'''ondus'' '''''H'''ydrogenii'' - сила водорода, произносится «пэ аш», английское произношение — {{IPA|piː'eɪtʃ}}) — мера [[активность (химия)|активности]] (в очень разбавленных растворах она эквивалентна [[Концентрация растворов|концентрации]]) [[ион]]ов водорода в [[раствор]]е, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный [[логарифм]] [[Активность (химия)|активности]] водородных ионов, выраженной в [[моль|молях]] на один литр:

: <math>\mbox{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]\!</math>

== История ==
Это понятие было введено в [[1909 год]]у датским химиком [[Сёренсен, Сёрен Педэр Лауриц|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'', а буква H в данном случае обозначает концентрацию [[ион]]ов [[водород]]а (H<sup>+</sup>), или, точнее, [[активность (химия)|термодинамическую активность]] [[гидроксоний]]-ионов.

== Уравнения, связывающие pH и pOH ==

=== Вывод значения pH ===
В чистой [[вода|воде]] при 25 °C [[Концентрация растворов|концентрации]] ионов водорода (<nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki>) и [[гидроксид-ион]]ов (<nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki>) одинаковы и составляют 10<sup>−7</sup> моль/л, это напрямую следует из определения [[ионное произведение воды|ионного произведения воды]], которое равно <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki>&nbsp;·&nbsp;<nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki> и составляет 10<sup>−14</sup> моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет '''нейтральную''' реакцию. При добавлении к воде [[кислота|кислоты]] концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении [[основание (химия)|основания]] — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki>&nbsp;>&nbsp;<nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki> говорят, что раствор является '''кислым''', а при <nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki>&nbsp;>&nbsp;<nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki> — '''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.
: <math>\mbox{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]\!</math>

=== pOH ===
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH<sup>−</sup>:

: <math>\text{pOH} = -\lg \left[ \text{OH}^- \right]\!</math>
как в любом водном растворе при 25 °C <math>[\text{H}^+] [\text{OH}^-] = 1{,}0 \cdot 10^{-14}</math>, очевидно, что при этой температуре:

: <math>\text{pOH} = 14 - \text{pH}\!</math>

== Значения pH в растворах различной кислотности ==
* 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 <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki> = 10<sup>−15</sup> моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.
{| cellpadding="30" align="right"
 |-
 |
{| class="standard"
 |+Некоторые значения pH
 ! Вещество || pH
 |-
 | [[Электролит]] в свинцовых [[аккумулятор]]ах || <1.0
 |-
 | [[Желудочный сок]] || 1,0—2,0
 |-
 | [[Лимон]]ный сок (5% р-р [[лимонная кислота|лимонной кислоты]])|| 2,0±0,3
 |-
 | Пищевой [[Уксус|уксус]] || 2,4
 |-
 | [[Кока-кола]] || 3,0±0,3
 |-
 | [[яблоко|Яблочный]] сок || 3,0
 |-
 | [[Пиво]] || 4,5
 |-
 | [[Кофе]] || 5,0
 |-
 | [[Шампунь]] || 5,5
 |-
 | [[Чай]] || 5,5
 |-
 |[[Кожа]] здорового человека || 5,5 
 |-
 | [[Кислотный дождь]] || < 5,6
 |-
 | [[Слюна]] || 6,8–7,4 <ref>{{cite web|url=http://www.gastroscan.ru/handbook/117/2846|title=Кислотность|accessdate=2013-03-20|archiveurl=http://www.webcitation.org/6FHBubq2P|archivedate=2013-03-21}}</ref>
 |-
 | [[Молоко]] || 6,6-6,9
 |-
 | Чистая [[вода]] || 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 [[Щёлочи|щелочей]] || >13
 |}
|}

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

Так как в кислых растворах <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki> > 10<sup>−7</sup>, то у кислых растворов pH < 7, аналогично, у щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах [[Константа диссоциации|константа электролитической диссоциации]] воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH < 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H<sup>+</sup>, так и OH<sup>−</sup>); 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-метр]]ом 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 химический индикатор|универсальный индикатор]], представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через [[жёлтый]], [[зелёный цвет|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-метр]]а — 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 [[электродвижущая сила|ЭДС]] гальванической цепи, включающей специальный [[стеклянный электрод]], потенциал которого зависит от концентрации ионов H<sup>+</sup> 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 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.
# Влияние температуры на значения pH

0,001 моль/Л [[соляная кислота|HCl]] при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3

0,001 моль/Л [[Гидроксид натрия|NaOH]] при 20 °C имеет pH=11,73, при 30 °C pH=10,83

Влияние температуры на значения pH объясняется различной диссоциацией ионов водорода (H<sup>+</sup>) 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-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 [[белки|белков]] и [[нуклеиновые кислоты|нуклеиновых кислот]], поэтому для нормального функционирования организма поддержание [[кислотно-основное равновесие|кислотно-основного гомеостаза]] является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию [[буферные системы организма|буферных систем организма]].

В человеческом организме в различных органах водородный показатель различен.<!-- (вы хоть про нормальный pH крови напишите для начала, а то сразу про отклонения =) В зависимости от биохимических изменений в крови может наблюдаться [[ацидоз]] или [[алкалоз]].-->

== См. также ==
* [[Ионное произведение воды]]
* [[Электролитическая диссоциация]]
* [[Константа диссоциации кислоты]]
* [[Гидролиз]]
* [[Индикаторы]]
* [[pH-метр]]
* [[Стеклянный электрод]]
* [[Титрование]]
* [[Буферные растворы]]
* [[Основность]]

== Комментарии ==

=== Об источнике ===
В предисловии к первому русскому изданию книги Роджера Бейтса<ref name="bates">''Бейтс Р.'' Определение рН. Теория и практика. Перевод с английского под редакцией акад. Б. П. Никольского и проф. М. М. Шульца. — Л.: Химия. 1968</ref>, предпринятому по второму её изданию — «Определение pH»<ref>Roger G. Bates, National Bureau of Standards. Determination of pH. — John Wiley & Sons Inc. New York — London — Sydney. 1964</ref>, которое существенно отличается от первого — «Электрометрическое определение pH»<ref>Roger G. Bates. Electrometric pH-determination. — John Wiley & Sons Inc. New York — London — Sydney. 1954</ref>, редакторами перевода сказано:


{{quote|автор=Редакторы Б. П. Никольский и М. М. Шульц<ref name="bates"/>|В переводе по сравнению с оригиналом внесены некоторые исправления, сделанные автором для русского издания, и выпущено описание приборов, производимых американскими фирмами.

Кроме того, мы сочли полезным сделать два добавления, помещённые после X главы. Первое дополнение — о современном состоянии теории стеклянного электрода — написано [[Никольский, Борис Петрович|Б. П. Никольским]], [[Шульц, Михаил Михайлович|М. М. Шульцем]] и А. А. Белюстиным, и второе — о разработке, исследовании и применении [[Стеклянный электрод#Натриевая функции (НФ) стеклянных электродов|стеклянных электродов с металлическими функциями]] — М. М. Шульцем и А. А. Белюстиным. В этих дополнениях изложены результаты последних работ советских авторов в области теории стеклянного электрода и, в частности, описываются стеклянные электроды с металлическими функциями, пригодные для определения концентрации (активности) ионов [[Натрий|натрия]], [[Калий|калия]], [[Литий|лития]] и др.

В книге дается очень краткое изложение вопроса об [[Абсолютный электродный потенциал|абсолютных потенциалах электродов]]... Мы считали необходимым отослать читателя к классическим работам школы [[Фрумкин, Александр Наумович|А. Н. Фрумкина]], в которых наиболее исчерпывающим образом разработана эта проблема.

...Некоторые трудности представлял перевод терминов. Так, например, выражения: «operational pH scale» ({{lang-en|операционная шкала pH}}), «operational definition of the measured pH» ({{lang-en|рабочее определение величины pH}}) мы перевели: «инструментальная шкала pH» и «инструментальное определение величины pH», поскольку термин «инструментальный» в этом смысле уже получил распространение среди русских специалистов по pH-метрии.

''Книга Р. Бейтса отличается от других книг по pH-метрии, имеющихся на русском языке, рядом достоинств. ...В ней с большой полнотой, на высоком теоретическом уровне и с достаточной [[Термодинамика|термодинамической]] строгостью рассмотрены сложные проблемы pH-метрии и показано, в какой мере экспериментально определяемая величина pH может интерпретироваться с точки зрения концентрации или активности ионов водорода. Хорошо изложены принципы и теоретические основы экспериментального определения pH. Очень ценным является довольно подробное изложение проблем и практики определения pH индикаторными методами''.}}


-----

В 1965 году Роджер Бейтс пишет проф. Б. П. Никольскому и проф. М. М. Шульцу:


Профессор [http://www.iupac.org/publications/ci/2001/may/nist2.html Р. Г. Бейтс, Департамент электрохимических исследований, Национальное бюро стандартов], Вашингтон, США, 8 марта, 1965 г. СССР, Ленинград, [[Санкт-Петербургский государственный университет|Ленинградский Государственный Университет]],
проф. Б. П. Никольскому, проф. М. М. Шульцу:

{{quote|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.<ref>Архив академика М. М. Шульца</ref>}}

== Примечания ==
{{примечания}}

== Литература ==
* ''Бейтс Р.'' Определение рН. Теория и практика. 2 издание. Перевод с английского под редакцией акад. Б. П. Никольского и проф. М. М. Шульца. — Л.: Химия. 1972.

== Ссылки ==
* [http://www.dpva.info/Guide/GuideChemistry/pH/ Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH.]

[[Категория:Кислоты]]
[[Категория:Единицы измерения]]
[[Категория:Физическая химия]]
[[Категория:Аналитическая химия]]
[[Категория:Химические свойства]]