Водневий показник кислотності (рН)

Водневий показник, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вага водню», вимовляється «пі аш») — міра активності (в сильно розбавлених розчинах еквівалентна концентрації) іонів водню в розчині, яка кількісно виражає його кислотність.

Показник pH дорівнює по модулю і протилежний за знаком десятичному логарифму активності водневих іонів, який виражений в молях на один літр:

  

Водневий показник кислотності (рН).

 

Історія водневого показника pH

Поняття водневого показника введено датським хіміком Серенсеном в 1909 році. Показник називається pH (по перших буквах латинських слів potentia hydrogeni — сила водню, або pondus hydrogeni — вага водню).

У хімії поєднанням pX зазвичай позначають величину, яка дорівнює lg X, а буквою H в цьому випадку позначають концентрацію іонів водню (H+), або, вірніше, термодинамічну активність гідроксоній-іонів.

В чистій воді при 25°C концентрації іонів водню ([H+]) і гідроксид-іонів ([OH]) виявляються однаковими і дорівнюють 10-7 моль/л, це чітко випливає з визначення іонного добутку води, який дорівнює [H+] · [OH] і дорівнює 10-14 моль22 (при 25°C).

Якщо концентрації двох видів іонів в розчині виявляться однаковими, в такому випадку кажуть, що у розчину нейтральна реакція. При додаванні кислоти до води, концентрація іонів водню зростає, а концентрація гідроксид-іонів знижується, при додаванні основи — навпаки, збільшується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню зменшується.

Коли [H+] > [OH] говориться, що розчин виявляється кислим, а при [OH] > [H+] — лужним.

Щоб було зручніше представляти, для позбавлення від негативного показника ступеня, замість концентрацій іонів водню використовують їх десятковий логарифм, який береться з протилежним знаком, який є водневим показником pH.

 Водневий показник кислотності (рН).

Трохи меншу популяризацію має зворотна величина pH — показник основності розчину, pOH, яка дорівнює десятичному логарифму (негативному) концентрації в розчині іонів OH:

Значення рH у розчинах різної кислотності

Врозріз з поширеною думкою, pH може змінюватися крім інтервалу 0-14. pH може виходити за ці межі. Наприклад, при концентрації іонів водню [H+] = 10-15 моль/л, pH = 15, при концентрації іонів гідроксиду 10 моль /л pOH = -1.

Тому при 25°C (стандартних умовах) [H+] [OH] = 10-14, то ясно, що при такій температурі pH + pOH = 14.

Тому в кислих розчинах [H+] > 10-7, значить, у кислих розчинів pH < 7, відповідно, у лужних розчинів pH > 7, рН нейтральних розчинів дорівнює 7. При більш високих температурах константа електролітичної дисоціації води збільшується, значить, збільшується іонний добуток води, тоді нейтральною буде pH = 7 (що відповідає одночасно підвищеним концентраціям як H+, так і OH); з пониженням температури, навпаки, нейтральна рН збільшується.

Методи визначення значення pH

Існує декілька методів визначення значення pH розчинів. Водневий показник приблизно оцінюють за допомогою індикаторів, які точно вимірюють за допомогою pH-метра або визначають аналітичним шляхом, проводячи кислотно-основне титрування.

Для грубої оцінки концентрації водневих іонів часто використовують кислотно-основні індикатори — органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища.

Найпопулярніші індикатори:

  • лакмус;
  • фенолфталеїн;
  • метил оранжевий (метилоранж) та ін.

Індикатори можуть бути у 2-х по-різному забарвлених формах — або в кислотній, або в основній. Зміна кольору всіх індикаторів відбувається в своєму інтервалі кислотності і найчастіше становить 1-2 одиниці.

Для збільшення робочого інтервалу вимірювання pH застосовують універсальний індикатор, який є сумішшю з кількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір з червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислої області в лужну.

Визначення pH індикаторним способом утруднено для каламутних або забарвлених розчинів.

Застосування спеціального приладу — pH-метру — дає можливість вимірювати рН в більш широкому діапазоні і більш точно (до 0,01 одиниці pH), ніж за допомогою індикаторів. Іонометричний метод визначення pH ґрунтується на вимірюванні міллівольтметром-іонометром ЕРС гальванічного ланцюга, яка включає скляний електрод, потенціал якого залежить від концентрації іонів H+ у навколишньому розчині.

Спосіб володіє високою точністю і зручністю, особливо після калібрування індикаторного електрода в обраному діапазоні рН, що дає можливість вимірювати pH непрозорих і кольорових розчинів і тому часто застосовується.

Аналітичний об’ємний метод — кислотно-основне титрування — теж дає точні результати визначення кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додають до розчину, який досліджується. При їх змішуванні відбувається хімічна реакція.

Точка еквівалентності — це момент, коли титранта точно вистачає для повного завершення реакції, — фіксується за допомогою індикатора.

Після цього, якщо відома концентрація і обсяг доданого розчину титранта, визначається кислотність розчину.

Вплив температури на значення pH:

  • 0,001 моль/л HCl при 20°С має рН=3, при 30°C pH=3;
  • 0,001 моль/л NaOH при 20°С має рН=11,73, при 30°C pH=10,83,

Вплив температури на значення pH пояснюють дисоціацією іонів водню (H+) і не є помилкою експерименту. Температурний ефект можна компенсувати за рахунок електроніки pH-метра.

Роль pH в хімії і біології

Кислотність середовища має важливе значення для більшості хімічних процесів, і можливість протікання результату тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища.

Для підтримки певного значення pH в реакційній системі при проведенні лабораторних досліджень або на виробництві застосовують буферні розчини, які дозволяють зберігати майже постійне значення pH при розведенні або при додаванні в розчин маленьких кількостей кислоти або лугу.

Водневий показник pH часто застосовують для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ.

Для біохімічних реакцій велике значення має кислотність реакційного середовища, які протікають в живих системах. Концентрація в розчинах іонів водню часто впливає на фізико-хімічні властивості і біологічну активність білків і нуклеїнових кислот:

тому для нормального функціонування організму підтримання кислотно-основного гомеостазу є завданням виняткової важливості.

Динамічне підтримання оптимального рН біологічних рідин досягається під дією буферних систем організму.

ПОДІЛИТИСЯ:

Дивіться також:
Рахуємо зв’язок атомів