pH

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Деякі значення pH
Речовина pH
Електроліти в свинцевих акумуляторах <1.0
Шлунковий сік 1,0 — 2, 0
Лимонний сік (5% розчин лимонної кислоти) 2, 0 В± 0,3
Харчовий оцет 2, 4
Кока-кола 3, 0 В± 0,3
Яблучний сік 3, 0
Пиво 4, 5
Кава 5, 0
Шампунь 5, 5
Чай 5, 5
Шкіра здорової людини 5, 5
Кислотні дощі < 5, 6
Слина 6,35 — 6, 85
Молоко 6,6-6, 9
Чиста вода 7, 0
Кров 7,36 — 7, 44
Морська вода 8, 0
Мило (жирове) для рук 9,0 — 10, 0
Нашатирний спирт 11, 5
Відбілювач (хлорне вапно) 12, 5
Концентровані розчини лугів >13

pH, Водневий показник — величина, що показує міру активності іонів водню+) в розчині, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном «концентрація» замість «активність» у цьому визначенні. pH нейтрального розчину становить 7, розчини із більшим значенням водневого показника є лужними, із меншими — кислими.

Загальну концепцію виміру кислотності розчину за допомогою рН сформулював С. П. Соренсен (Sørensen) в 1909 р.

Визначення[ред.ред. код]

Молекули води до певної міри здатні до дисоціації, що описується рівнянням:

H2O is in equilibrium with H+ + OH-;

Константа рівноваги для цього процесу:

K_{eq} = \frac{[H]^+ \times [OH]^-}{[H_2 O]}

При температурі 25 °C молярність чистої води становить 55 М, константа рівноваги Keq, визначена завдяки вимірюванню електропоровідності чистої води, становить 1,8 × 10−16 М. Добуток цих двох величин рівний іонному добутку води [H+] В· [OH], що позначається Kw. Відповідно іонний добуток води є сталою величиною і становить 1 × 10−14М2 при 25 °C). Отже нейтральний розчин, в якому активність іонів водню дорівнює активності гідроксид-іонів ОН, обидві ці величини рівні 1 × 10−7М[1].

Співвідношення між pH та pOH

рН обчислюється як негативний десятковий логарифм активності іонів H+ (або, точніше, для водних розчинів — іонів гідроксонію [H3O+]) і є безрозмірною величиною:

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

Отже для нейтральних розчинів значення pH рівне 7, для лужних — більше 7, для кислих — менше. Із значення pH можна розрахувати pOH[1]:

pOH = 14 - pH.

При більш високих температурах константа електролітичної дисоціації води підвищується, відповідно збільшується іонний добуток води, тому нейтральною виявляється pH < 7 (що відповідає концентраціям, що збільшилися як H+, так і OH); при зниженні температури, навпаки, нейтральна pH зростає.

рН абсолютно чистої води мусить мати значення 7. Але насправді такого майже ніколи не трапляється — наприклад при контакті із повітрям у воді розчиняється вуглекислий газ, з якого утворюється вугільна кислота Н2СО3, внаслідок цього рН води падає 5,7-6.

pH більшості відомих розчинів коливається між значеннями 0 та 14. Відомі розчини із значенням рН меншим нуля та більшим 14, але у таких випадках замість pH, як характеристики кислотності розчину, зазвичай користуються концентрацією кислоти або лугу.

Розрахунок pH для розчинів[ред.ред. код]

Значення pH для слабких та сильних кислот можна розрахувати, використовуючи деякі припущення.

Процес розчинення сильної кислоти, наприклад соляної, у воді можна записати, як:

HCl(aq) → H+ + Cl

Тобто приймаєтся, що в 0.01 M розчині HCl концентрація іонів гідроксонію також становить 0.01 M. Отже: pH = −log10 [H+]:

pH = −log (0.01)

що дорівнює 2.

Слабкі кислоти не дисоціюють повністю. Між іонами водню, молекулами кислоти та її спорідненої основи досягається рівновага. Наступне рівняння ілюструє цю рівновагу між мурашиною кислотою та її іонами:

HCOOH(aq) ↔ H+ + HCOO

Щоб мати можливість розрахувати pH необхідно знати константу рівноваги для цієї кислоти, яка визначається за наступним рівнянням:

Ka = [іони водню][іони кислоти] / [кислота]

Для HCOOH, Ka = 1,6 × 10−4

При розрахунку pH не дуже слабкої кислоти у незанадто розведеному розчині зазвичай приймається, що вода не постачає іонів водню (таке ж припущення було зроблено для розрахунку кислотності сильної кислоти вище). Це спрощує розрахунок і достатньо правомірно, тому, що концентрація іонів водню, що є наслідком дисоціації води становить 1×10−7 М, що зазвичай несуттєво.

Для 0.1 М розчину мурашиної кислоти (HCOOH), константа кислотності дорінює:

Ka = [H+][HCOO] / [HCOOH]

Приймаючи, за x кількість дисоційованих молекул кислоти, зауважимо, що [HCOOH] зменшиться на цю кількість, у той час як [H+] та [HCOO] збільшаться на це число. Таким чином, [HCOOH] можна замінити на 0.1 − x, а [H+] та [HCOO] на x. В результаті маємо вираз:

1.6\times 10^{-4} = \frac{x^2}{0.1-x}

Розв'язуючи відносно x одержуємо 3,9×10−3, що і є концентрацією іонів водню. Таким чином pH = −log(3.9×10−3), або приблизно 2.4.

Експериментальне вимірювання pH[ред.ред. код]

pH-метр
Універсальний індикаторний папір для вимірювання pH

Водневий показник водних розчинів можна приблизно визначити, використовуючи індикатори — сполуки, що змінюють забарвлення при протонуванні/депротонуванні. До найбільш розповсюджених індикаторів належать фенолфталеїн, лакмус, метилоранж тощо[1].

Для більш точного визначення pH використовують pH-метри, що мають скляні електроди винятково чутливі до іонів H+, але не чутливі до інших катіонів. Сигнал від такого електрода, поміщеного у дослідний розчин, підсилюється і порівнюється із сигналом від розчину з точно відомим значенням pH[1].

Значення pH для біологічних систем[ред.ред. код]

Майже всі хімічні реакції, що відбуваються в живих клітинах суттєво залежать від pH. Навіть невелика зміна кислотності може призвести до сильно виражених змін в цих процесах. Це справедливо не тільки для багатьох реакцій, в яких безпосередньо задіяні іони H+, а й для інших, оскільки більшість біомолекул, зокрема ферменти, містять групи здатні до іонізації. Для кожного ферменту характерне певне оптимальне значення pH найефективніше приєднує молекулу субстрату і каталізує необхідне хімічне перетворення. Живі клітини підтримують pH цитоплазми, а багатоклітинні тварини і pH рідин внутрішнього середовища, на сталому рівні, переважно близько 7, завдяки буферним системам[1].

Визначення водневого показника крові є рутинною процедурою в клінічній діагностиці. У нормі pH плазми крові становить 7,4, зниження цього показника називається ацидозом і може спостерігатись, наприклад, при важких формах цукрового діабету. Під час інших захворювань кров може навпаки ставати надто лужною, такий стан називається алкалозом[1].

Джерела[ред.ред. код]

  1. а б в г д е Nelson D.L., Cox M.M. (2008). Lehninger Principles of Biochemistry (вид. 5th). W. H. Freeman. с. 55—61. ISBN 978-0-7167-7108-1.