pH
| Речовина | pH |
|---|---|
| Електролітив свинцевих акумуляторах | <1,0 |
| Шлунковий сік | 1,0 — 2,0 |
| Лимонний сік (5% розчинлимонної кислоти) | 2,0 ± 0,3 |
| Харчовийоцет | 2,4 |
| Кока-кола | 3,0 ± 0,3 |
| Яблучнийсік | 3,0 |
| Пиво | 4,5 |
| Кава | 5,0 |
| Шампунь | 5,5 |
| Чай | 5,5 |
| Шкіраздорової людини | 5,5 |
| Кислотні дощі | < 5,6 |
| Слина | 6,35 — 6,85 |
| Молоко | 6,6-6,9 |
| Чиставода | 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 розчинилугів | >13 |
pH,Водневий показник— величина, що показує міруактивностііонівводню(Н+) врозчині,тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном«концентрація»замість «активність» у цьому визначенні. pH нейтральноговодногорозчину становить 7, розчини із більшим значенням водневого показника є лужними, із меншими — кислими.
Загальну концепцію виміру кислотності розчину за допомогою рН сформулювавС. П. Соренсен(Sørensen) в1909р.
рН обчислюється як від'ємний десятковий логарифм активності іонів H+(або, точніше, для водних розчинів — іонів гідроксонію [H3O+]) і єбезрозмірнісною величиною:
![{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\lg \left[{\mbox{H}}^{+}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e8c3a768ac7a78e3e1cd87392dafea201e843031)
Тут і далі квадратні дужки [] позначають рівноважну концентрацію. Отже, для нейтральних водних розчинів значення pH рівне 7, для лужних — більше 7, для кислих — менше. Із значення pH можна розрахувати pOH[1]:
- .
При вищих температурахконстанта електролітичної дисоціаціїводи підвищується, відповідно збільшуєтьсяіонний добуток водиKw,тому нейтральною виявляється pH < 7 (що відповідає концентраціям, що збільшилися як H+,так і OH−); при зниженні температури, навпаки, нейтральна pH зростає. Всі ці зміни відбуваються в інтервалі значень[2]Kwвід 0,11·10-14(0 °C) до 55,0·10-14(100 °C), тобто залежно від температури pH нейтрального водного розчину змінюється від 7,48 до 6,13. Так само для неводнихпротонних розчинниківзначення константи дисоціації чи тоавтопротолізувідрізняється від значенняKwводи, тому в них нейтральному середовищу відповідає інше, відмінне від 7, значення pH.
рН абсолютно чистоїводимусить мати значення 7. Але на практиці такого майже ніколи не трапляється — наприклад, при контакті із повітрям у воді розчиняєтьсявуглекислий газ,з якого утворюєтьсявугільна кислотаН2СО3,внаслідок цього рН води падає до 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.
Значення pH для слабких та сильних кислот можна розрахувати, використовуючи деякі припущення.
Процес розчинення сильної кислоти, наприкладсоляної,у воді можна записати так:
- HCl(aq) → H++ Cl−
Тобто приймається, 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 їїспорідненої основивстановлюєтьсярівновага.Наступне рівняння ілюструє цю рівновагу міжмурашиною кислотоюта її іонами:
- HCOOH(aq) ⇄ H++ HCOO−
Щоб мати можливість розрахувати pH, необхідно знатиконстанту рівновагицієї реакції, яка називаєтьсяконстантою кислотностій 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 не занадто 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, яка є наслідком дисоціації води, становить 1×10−7М, що зазвичай несуттєво.
Для мурашиної кислоти (HCOOH) константа кислотності записується у вигляді:
- Ka= [H+][HCOO−] / [HCOOH]
Приймаючи заxкількість дисоційованих молекул кислоти в 1 л розчину, зауважимо, що при встановленнірівноваги[HCOOH] зменшиться від вихідного значення 0,1 моль/л 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−] наx.В результаті маємо вираз:
Розв'язуючи це рівняння відносноx,одержуємо 3,9×10−3,що і є концентрацією іонів водню. Таким чином pH = −log(3,9×10−3), або приблизно 2,4.
Водневий показник водних розчинів можна приблизно визначити, використовуючиіндикатори— сполуки, що змінюють забарвлення при протонуванні/депротонуванні, тобто приєднанні чи відщепленні катіона водню. До найрозповсюдженіших індикаторів належатьфенолфталеїн,лакмус,метилоранжтощо[1].
Для більш точного визначення pH використовуютьpH-метри,що маютьскляний електрод,винятково чутливий до іонів H+,але майже нечутливий до інших катіонів. Сигнал від такого електрода, поміщеного у дослідний розчин, підсилюється і порівнюється із сигналом від розчину з точно відомим значенням pH[1].
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, зокремаферменти,містять групи, здатні до іонізації. Для кожногоферментухарактерне певне оптимальне значення pH, при якому найефективніше приєднується молекуласубстратуікаталізуєтьсянеобхідне хімічне перетворення. Живі клітини підтримують pH цитоплазми, а багатоклітинні тварини також pH рідин внутрішнього середовища на сталому рівні, переважно близько 7, завдякибуферним системам[1].
Визначення водневого показника крові є рутинною процедурою в клінічній діагностиці. У нормі pH плазми крові становить 7,4, зниження цього показника називаєтьсяацидозомі може спостерігатись, наприклад, при важких формахцукрового діабету.Під час інших захворювань кров може, навпаки, ставати надто лужною, такий стан називаєтьсяалкалозом[1].
- ↑абвгдNelson D.L., Cox M.M. (2008).Lehninger Principles of Biochemistry(вид. 5th). W. H. Freeman. с.55—61.ISBN978-0-7167-7108-1.
- ↑Лурье Ю.Ю. (1989).Справочник по аналитической химии(вид. 6-е, перераб. и доп.).М.: Химия. с. 189.ISBN5-7245-0000-0.(рос.)
- ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК[Архівовано10 березня 2016 уWayback Machine.]//Фармацевтична енциклопедія