Водородный показатель

Водоро́дный показа́тель, pH (лат. pondus Hydrogenii - сила водорода, произносится «пэ аш», английское произношение — piː'eɪtʃ) — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

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

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, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H⁺), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH

Вывод значения pH

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.

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

pOH

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

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

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

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

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 [H⁺] = 10⁻¹⁵ моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.

Некоторые значения pH Вещество pH 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 Кока-кола 3,0±0,3 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 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 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 кислых растворах [H⁺] > 10⁻⁷, то у кислых растворов pH < 7, аналогично, у 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 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-основного титрования.

1. 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.
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 кислой области в щелочную. 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-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.
5. 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 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-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.

В человеческом организме в различных органах водородный показатель различен.

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, предпринятому по второму её изданию — «Определение pH», которое существенно отличается от первого — «Электрометрическое определение pH», редакторами перевода сказано:

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 Б. П. Никольским, М. М. Шульцем и А. А. Белюстиным, и второе — о разработке, исследовании и применении 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 натрия, калия, лития и др.

В книге дается очень краткое изложение вопроса об абсолютных потенциалах электродов... Мы считали необходимым отослать читателя к классическим работам школы А. Н. Фрумкина, в которых наиболее исчерпывающим образом разработана эта проблема.

...Некоторые трудности представлял перевод терминов. Так, например, выражения: «operational pH scale» (англ. операционная шкала pH), «operational definition of the measured pH» (англ. 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 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.Редакторы Б. П. Никольский и М. М. Шульц

---

В 1965 году 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.

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

• Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH.