pH

редактировать
Для использования в других целях, см PH (значения).

Пробирки с растворами pH 1–10, окрашенные индикатором.
Кислоты и основания
Кислотные типы
Базовые типы

В химии, рН ( / р я eɪ tʃ /, исторически обозначающие «потенциал водорода » или « мощность водорода») представляет собой шкала используется для определения кислотности или основности в качестве водного раствора. Кислые растворы (растворы с более высокой концентрацией ионов H + ), по измерениям, имеют более низкие значения pH, чем щелочные или щелочные растворы.

Шкала pH является логарифмической и наоборот показывает концентрацию ионов водорода в растворе. Это потому, что формула, используемая для расчета рНа аппроксимирует отрицательную из базы 10 логарифма от молярной концентрации ионов водорода в растворе. Точнее, рН является отрицательной основы 10 логарифму активности в Н + иона.

При 25 ° C растворы с pH менее 7 являются кислыми, а растворы с pH более 7 - щелочными. Растворы с pH 7 при этой температуре нейтральны (например, чистая вода ). Нейтральное значение pH зависит от температуры - ниже 7 при повышении температуры. Значение pH может быть меньше 0 для очень сильных кислот или больше 14 для очень сильных оснований.

Шкала pH соответствует набору стандартных растворов, pH которых установлен международным соглашением. Первичные стандартные значения pH определяются с использованием концентрационной ячейки с переносом путем измерения разности потенциалов между водородным электродом и стандартным электродом, таким как электрод из хлорида серебра. PH водных растворов можно измерить с помощью стеклянного электрода и pH-метра или индикатора, меняющего цвет. Измерения pH важны в химии, агрономии, медицине, водоочистке и многих других областях.

СОДЕРЖАНИЕ

  • 1 История
  • 2 Определение и измерение
    • 2,1 pH
    • 2,2 P [H]
    • 2.3 индикаторы pH
    • 2,4 рОН
    • 2.5 Экстремальные значения pH
    • 2.6 Неводные растворы
    • 2.7 Единая шкала абсолютного pH
  • 3 Приложения
    • 3.1 pH в почве
      • 3.1.1 Классификация диапазонов pH почвы
      • 3.1.2 Измерение pH почвы
    • 3.2 pH в природе
    • 3.3 Морская вода
    • 3.4 Живые системы
  • 4 Расчет pH
    • 4.1 Сильные кислоты и основания
    • 4.2 Слабые кислоты и основания
    • 4.3 Общий метод
  • 5 См. Также
  • 6 Примечания
  • 7 ссылки
  • 8 Внешние ссылки

История

Концепция pH была впервые представлена датским химиком Сёреном Педером Лаурицем Соренсеном в лаборатории Carlsberg в 1909 году и была пересмотрена до современного pH в 1924 году, чтобы приспособить определения и измерения с точки зрения электрохимических ячеек. В первых статьях обозначения имели H в качестве нижнего индекса строчной буквы p, таким образом: p H •.

Для знака p я предлагаю название «показатель степени иона водорода» и символ p H •. Тогда для показателя степени содержания ионов водорода (p H •) раствора следует понимать отрицательное значение бриггсовского логарифма соответствующего коэффициента нормальности ионов водорода.

Точное значение буквы p в слове «pH» оспаривается, поскольку Соренсен не объяснил, почему он его использовал. Соренсен описывает способ измерения pH с использованием разности потенциалов, который представляет собой отрицательную степень 10 в концентрации ионов водорода. Буква p может означать французское puissance, немецкое Potenz или датское potens, что означает «сила», или может означать «потенциал». Все слова для них начинаются с буквы p на французском, немецком и датском языках - все языки, на которых опубликовал Соренсен: лаборатория Carlsberg была франкоязычной, немецкий был доминирующим языком научных публикаций, а Соренсен был датским. Он также использовал букву q почти таким же образом в другом месте статьи. Он также мог бы просто произвольно пометить тестовое решение «p» и эталонное решение «q»; эти буквы часто бывают парными. Мало что поддерживает предположение о том, что «pH» означает латинские термины pondus Hydrogenii (количество водорода) или Potentia Hydrogenii (мощность водорода).

В настоящее время в химии p означает «десятичный одекологарифм », а также используется в термине p K a, который используется для обозначения констант диссоциации кислоты и pOH, эквивалента гидроксид- ионов.

Бактериолог Элис С. Эванс, известная своим влиянием на молочное животноводство и безопасность пищевых продуктов, приписала Уильяму Мэнсфилду Кларку и его коллегам (одной из которых она была) разработку методов измерения pH в 1910-х годах, которые впоследствии оказали большое влияние на лабораторное и промышленное использование.. В своих мемуарах она не упоминает, как много или как мало Кларк и его коллеги знали о работе Соренсена за несколько лет до этого. Она сказала:

В этих исследованиях [бактериального метаболизма] внимание доктора Кларка было направлено на влияние кислоты на рост бактерий. Он обнаружил, что именно интенсивность действия кислоты с точки зрения концентрации ионов водорода влияет на их рост. Но существующие методы измерения кислотности определяют количество, а не интенсивность кислоты. Затем доктор Кларк вместе со своими сотрудниками разработал точные методы измерения концентрации ионов водорода. Эти методы заменили неточный метод титрования для определения содержания кислоты, используемый в биологических лабораториях по всему миру. Также было обнаружено, что они применимы во многих промышленных и других процессах, в которых они нашли широкое применение.

Первый электронный метод измерения pH был изобретен Арнольдом Орвиллом Бекманом, профессором Калифорнийского технологического института в 1934 году. Это было в ответ на то, что местный производитель цитрусовых Санкист хотел получить лучший метод для быстрого тестирования pH лимонов, которые они собирали. близлежащие фруктовые сады.

Определение и измерение

pH

pH определяется как десятичный логарифм обратной величины активности иона водорода, a H +, в растворе.

pH знак равно - бревно 10 ( а ЧАС + ) знак равно бревно 10 ( 1 а ЧАС + ) {\ displaystyle {\ ce {pH}} = - \ log _ {10} (a _ {{\ ce {H +}}}) = \ log _ {10} \ left ({\ frac {1} {a _ {{ \ ce {H +}}}}} \ right)}

Например, для раствора с активностью ионов водорода 5 × 10 −6 (на этом уровне это, по сути, количество молей ионов водорода на литр раствора) 1 / (5 × 10 −6) = 2 × 10 5, таким образом, такой раствор имеет pH log 10 (2 × 10 5) = 5,3. Рассмотрим следующий пример: количество 10 7 моль чистой (pH 7) воды или 180 метрических тонн (18 × 10 7 г) содержит около 18 г диссоциированных ионов водорода.

Обратите внимание, что pH зависит от температуры. Например, при 0 ° C pH чистой воды составляет около 7,47. При 25 ° C это 7,00, а при 100 ° C - 6,14.

Это определение было принято потому, что ионоселективные электроды, которые используются для измерения pH, реагируют на активность. В идеале потенциал электрода E следует уравнению Нернста, которое для иона водорода можно записать как

E знак равно E 0 + р Т F пер ( а ЧАС + ) знак равно E 0 - 2.303 р Т F pH {\ displaystyle E = E ^ {0} + {\ frac {RT} {F}} \ ln (a _ {{\ ce {H +}}}) = E ^ {0} - {\ frac {2.303RT} { F}} {\ ce {pH}}}

где E - измеренный потенциал, E 0 - стандартный потенциал электрода, R - газовая постоянная, T - температура в градусах Кельвина, F - постоянная Фарадея. Для H + количество переданных электронов равно одному. Отсюда следует, что потенциал электрода пропорционален pH, если pH определяется с точки зрения активности. Точное измерение pH представлено в международном стандарте ISO 31-8 следующим образом: Гальванический элемент предназначен для измерения электродвижущей силы (ЭДС) между электродом сравнения и электродом, чувствительным к активности ионов водорода, когда они оба погружены в тот же водный раствор. Электродом сравнения может быть электрод из хлорида серебра или каломельный электрод. Селективный электрод для ионов водорода представляет собой стандартный водородный электрод.

Электрод сравнения | концентрированный раствор KCl || тестовое решение | H 2 | Pt

Во-первых, ячейка заполняется раствором с известной активностью ионов водорода и измеряется ЭДС E S. Затем измеряется ЭДС E X той же ячейки, содержащей раствор с неизвестным pH.

pH ( Икс ) знак равно pH ( S ) + E S - E Икс z {\ displaystyle {\ ce {pH (X)}} = {\ ce {pH (S)}} + {\ frac {E _ {{\ ce {S}}} - E _ {{\ ce {X}}} } {z}}}

Разница между двумя измеренными значениями ЭДС пропорциональна pH. Этот метод калибровки позволяет избежать необходимости знать стандартный потенциал электрода. Константа пропорциональности, 1 / z, в идеале равна «наклону Нернста». 1 2.303 р Т / F   {\ displaystyle {\ frac {1} {2.303RT / F}} \}

Чтобы применить этот процесс на практике, вместо громоздкого водородного электрода используется стеклянный электрод. Комбинированный стеклянный электрод имеет встроенный электрод сравнения. Он откалиброван по буферным растворам с известной активностью ионов водорода. IUPAC (Международный союз чистой и прикладной химии) предложил использовать набор буферных растворов с известной H + -активностью. Два или более буферных раствора используются для учета того факта, что «наклон» может незначительно отличаться от идеального. Для реализации этого подхода к калибровке электрод сначала погружают в стандартный раствор, а показания pH-метра устанавливают равными значению стандартного буфера. Затем значение второго стандартного буферного раствора корректируется с использованием контроля «крутизны», чтобы оно было равно pH для этого раствора. Более подробная информация представлена ​​в рекомендациях IUPAC. При использовании более двух буферных растворов электрод калибруют путем подгонки наблюдаемых значений pH к прямой линии относительно стандартных значений буферного раствора. Коммерческие стандартные буферные растворы обычно поставляются с информацией о величине при 25 ° C и поправочном коэффициенте, который следует применять для других температур.

Шкала pH является логарифмической, поэтому pH является безразмерной величиной.

P [H]

Это было первоначальное определение Соренсена в 1909 году, которое было заменено в пользу pH в 1924 году. [H] - это концентрация ионов водорода, обозначаемая в современной химии [H + ], которая, по-видимому, имеет единицы концентрации. Более правильно, термодинамическую активность H + в разбавленном растворе следует заменить на [H + ] / c 0, где концентрация в стандартном состоянии c 0 = 1 моль / л. Это отношение представляет собой чистое число, логарифм которого можно определить.

Однако можно напрямую измерить концентрацию ионов водорода, если электрод откалиброван по концентрациям ионов водорода. Один из способов сделать это, который широко используется, заключается в титровании раствора сильной кислоты известной концентрации раствором сильной щелочи известной концентрации в присутствии относительно высокой концентрации фонового электролита. Поскольку концентрации кислоты и щелочи известны, легко вычислить концентрацию ионов водорода, чтобы измеренный потенциал можно было соотнести с концентрациями. Калибровка обычно выполняется с использованием графика Гран. Таким образом, эффект от использования этой процедуры состоит в том, чтобы сделать активность равной числовому значению концентрации.

Стеклянный электрод (и другие ионоселективные электроды ) следует калибровать в среде, аналогичной исследуемой. Например, если кто-то желает измерить pH образца морской воды, электрод следует калибровать в растворе, напоминающем морскую воду по своему химическому составу, как подробно описано ниже.

Разница между p [H] и pH довольно мала. Было заявлено, что pH = p [H] + 0,04. Обычно для обоих типов измерений используется термин «pH».

индикаторы pH

Основная статья: индикатор pH
Средний pH обычных растворов
Вещество диапазон pH Тип
Аккумуляторная кислота lt;1 Кислота
Желудочный сок 1,0 - 1,5
Уксус 2,5
апельсиновый сок 3,3 - 4,2
Черный кофе 5 - 5,03
Молоко 6,5 - 6,8
Чистая вода 7 Нейтральный
Морская вода 7,5 - 8,4 База
Аммиак 11,0 - 11,5
Отбеливать 12,5
Щелочь 13,0 - 13,6

Индикаторы можно использовать для измерения pH, учитывая тот факт, что их цвет меняется с изменением pH. Визуальное сравнение цвета тестового раствора со стандартной цветовой диаграммой позволяет измерить pH с точностью до ближайшего целого числа. Более точные измерения возможны, если цвет измеряется спектрофотометрически с использованием колориметра или спектрофотометра. Универсальный индикатор состоит из смеси индикаторов, так что цвет постоянно меняется от pH 2 до pH 10. Универсальная индикаторная бумага изготавливается из впитывающей бумаги, пропитанной универсальным индикатором. Другой метод измерения pH - использование электронного pH-метра.

pOH

Связь между pH и pOH. Красный цвет представляет кислую область. Синий представляет основной регион.

pOH иногда используется как мера концентрации гидроксид-ионов OH -. Значения pOH получены на основе измерений pH. Концентрация гидроксид-ионов в воде связана с концентрацией ионов водорода соотношением

[ ОЙ - ] знак равно K W [ ЧАС + ] {\ displaystyle [{\ ce {OH ^ -}}] = {\ frac {K _ {{\ ce {W}}}} {[{\ ce {H ^ +}}]}}}

где K W - константа самоионизации воды. Принимая логарифмы

pOH знак равно п K W - pH {\ displaystyle {\ ce {pOH}} = {\ ce {p}} K _ {{\ ce {W}}} - {\ ce {pH}}}

Итак, при комнатной температуре pOH ≈ 14 - pH. Однако это соотношение не является строго верным в других обстоятельствах, например, при измерениях щелочности почвы.

Экстремальные значения pH

Измерение pH ниже примерно 2,5 (примерно 0,003  моль дм -3 кислоты) и выше примерно 10,5 (примерно 0,0003 моль дм -3 щелочи) требует специальных процедур, потому что при использовании стеклянного электрода в этих условиях нарушается закон Нернста. Этому способствуют различные факторы. Нельзя предполагать, что потенциалы жидкостного перехода не зависят от pH. Кроме того, экстремальный pH означает, что раствор концентрирован, поэтому на электродные потенциалы влияет изменение ионной силы. При высоком pH стеклянный электрод может быть подвержен «щелочной ошибке», потому что электрод становится чувствительным к концентрации катионов, таких как Na + и K +, в растворе. Доступны электроды специальной конструкции, которые частично решают эти проблемы.

Сток из шахт или хвостохранилищ может иметь очень низкие значения pH.

Неводные растворы

Концентрации (активности) водородных ионов можно измерить в неводных растворителях. Значения pH, основанные на этих измерениях, относятся к шкале, отличной от значений pH в водной среде, поскольку активности относятся к различным стандартным состояниям. Активность иона водорода a H + может быть определена как:

а ЧАС + знак равно exp ( μ ЧАС + - μ ЧАС + р Т ) {\ displaystyle a _ {{\ ce {H +}}} = \ exp \ left ({\ frac {\ mu _ {{\ ce {H +}}}} - \ mu _ {{\ ce {H +}}}} ^ { \ ominus}} {RT}} \ right)}

где μ H + - химический потенциал иона водорода, - его химический потенциал в выбранном стандартном состоянии, R - газовая постоянная, а T - термодинамическая температура. Следовательно, значения pH на разных шкалах нельзя сравнивать напрямую из-за различных сольватированных протонных ионов, таких как ионы лиония, что требует межрастворитной шкалы, которая включает коэффициент активности переноса ионов гидроксония / лиония. μ ЧАС + {\ displaystyle \ mu _ {{\ ce {H +}}} ^ {\ ominus}}

pH является примером функции кислотности. Могут быть определены другие функции кислотности. Например, функция кислотности Hammett, Н 0, была разработана в связи с суперкислотами.

Единая шкала абсолютного pH

В 2010 году была предложена новая «унифицированная шкала абсолютного pH», которая позволила бы различным диапазонам pH в разных растворах использовать общий эталон протонов. Он был разработан на основе абсолютного химического потенциала протона. В этой модели используется кислотно-щелочное определение Льюиса. Эта шкала применима к жидкостям, газам и даже твердым телам.

Приложения

Чистая вода нейтральна. Когда кислота растворяется в воде, pH будет меньше 7 (25 ° C). Когда основание или щелочь растворяется в воде, pH будет больше 7. Раствор сильной кислоты, такой как соляная кислота, с концентрацией 1 моль дм -3 имеет pH 0. Раствор сильной кислоты щелочь, такая как гидроксид натрия, в концентрации 1 моль дм -3 имеет pH 14. Таким образом, измеренные значения pH будут лежать в основном в диапазоне от 0 до 14, хотя отрицательные значения pH и значения выше 14 вполне возможны. Поскольку pH является логарифмической шкалой, разница в одну единицу pH эквивалентна десятикратной разнице в концентрации ионов водорода.

Нейтральный pH не равен 7 (25 ° C), хотя в большинстве случаев это хорошее приближение. Нейтральность определяется как условие, при котором [H + ] = [OH - ] (или активности равны). Поскольку самоионизация воды удерживает продукт этой концентрации [H + ] × [OH - ] = K w, можно видеть, что при нейтральности [H + ] = [OH - ] = √ K w, или pH = pK ж / 2. pK w составляет примерно 14, но зависит от ионной силы и температуры, равно как и pH нейтральности. И чистая вода, и раствор NaCl в чистой воде нейтральны, поскольку при диссоциации воды образуется одинаковое количество обоих ионов. Однако pH нейтрального раствора NaCl будет немного отличаться от pH нейтральной чистой воды, поскольку активность ионов водорода и гидроксида зависит от ионной силы, поэтому K w зависит от ионной силы.

Если чистая вода подвергается воздействию воздуха, она становится слегка кислой. Это связано с тем, что вода поглощает двуокись углерода из воздуха, которая затем медленно превращается в бикарбонат и ионы водорода (по существу образуя угольную кислоту ).

CO 2 + ЧАС 2 О - - HCO 3 - + ЧАС + {\ displaystyle {\ ce {CO2 + H2O lt;=gt; HCO3 ^ - + H +}}}

pH в почве

Классификация диапазонов pH почвы

Доступность питательных элементов в почве зависит от pH. Голубой цвет представляет собой идеальную гамму для большинства растений.

Служба охраны природных ресурсов Министерства сельского хозяйства США, бывшая Служба охраны почв, классифицирует диапазоны pH почвы следующим образом:

Номинал диапазон pH
Ультра кислый lt;3,5
Чрезвычайно кислая 3,5–4,4
Очень сильно кислая 4,5–5,0
Сильнокислый 5,1–5,5
Умеренно кислая 5,6–6,0
Слабокислый 6,1–6,5
Нейтральный 6,6–7,3
Слабощелочная 7,4–7,8
Умеренно щелочной 7,9–8,4
Сильно щелочной 8,5–9,0
Очень сильно щелочной gt; 9,0

В Европе на pH верхнего слоя почвы влияют материнский материал почвы, эрозионные эффекты, климат и растительность. Недавняя карта pH верхнего слоя почвы в Европе показывает щелочные почвы Средиземноморья, Венгрии, Восточной Румынии, Северной Франции. Скандинавские страны, Португалия, Польша и Северная Германия имеют более кислые почвы.

Измерение pH почвы

Почва в поле представляет собой гетерогенную коллоидную систему, состоящую из песка, ила, глины, микроорганизмов, корней растений и множества других живых клеток и разлагающегося органического материала. PH почвы - это основная переменная, которая влияет на множество процессов и свойств, представляющих интерес для почвоведов и ученых-экологов, фермеров и инженеров. Чтобы количественно определить концентрацию H + в такой сложной системе, образцы почвы из данного горизонта почвы доставляются в лабораторию, где они гомогенизируются, просеиваются, а иногда и сушатся перед анализом. Масса почвы (например, 5 г увлажненной в поле для наилучшего представления полевых условий) смешивается в суспензию с дистиллированной водой или 0,01 М CaCl 2 (например, 10 мл). После тщательного перемешивания суспензию интенсивно перемешивают и дают постоять в течение 15–20 минут, в течение которых частицы песка и ила оседают, а глины и другие коллоиды остаются взвешенными в вышележащей воде, известной как водная фаза. PH-электрод, подключенный к pH-метру, калибруется с помощью буферных растворов с известным pH (например, pH 4 и 7) перед тем, как вставлять его в верхнюю часть водной фазы, и измеряется pH. Комбинированный pH-электрод включает в себя как чувствительный электрод H + (стеклянный электрод), так и электрод сравнения, который обеспечивает нечувствительное к pH эталонное напряжение и солевой мостик для водородного электрода. В других конфигурациях стеклянный электрод и электрод сравнения разделены и прикрепляются к pH-метру через два порта. PH-метр измеряет разность потенциалов (напряжений) между двумя электродами и преобразует ее в pH. Отдельным электродом сравнения обычно является каломельный электрод, а в комбинированном электроде используется электрод серебро-хлорид серебра.

При оперативном определении pH почвы указанным выше способом существует множество неопределенностей. Поскольку измеряется разность электрических потенциалов между стеклянным и контрольным электродами, на самом деле количественно оценивается активность H +, а не концентрация. Активность H + иногда называют «эффективной концентрацией H + », и она напрямую связана с химическим потенциалом протона и его способностью выполнять химическую и электрическую работу в почвенном растворе в равновесии с твердыми фазами. Частицы глины и органического вещества несут на своей поверхности отрицательный заряд, и притянутые к ним ионы H + находятся в равновесии с ионами H + в почвенном растворе. Измеренный pH определяется количественно только в водной фазе, по определению, но полученное значение зависит от присутствия и природы почвенных коллоидов и ионной силы водной фазы. Изменение соотношения воды и почвы в суспензии может изменить pH за счет нарушения водно-коллоидного равновесия, особенно ионной силы. Использование 0,01 M CaCl 2 вместо воды устраняет этот эффект соотношения воды и почвы и дает более последовательное приближение «pH почвы», которое связано с ростом корней растений, ризосферой и микробной активностью, кислотностью дренажных вод и химическими процессами. в почве. Использование 0,01 М CaCl 2 приближает все растворимые ионы в водной фазе к коллоидным поверхностям и позволяет измерять активность H + ближе к ним. Таким образом, использование 0,01 M раствора CaCl 2 позволяет более согласованно и количественно оценить активность H +, особенно если сравниваются различные образцы почвы в пространстве и времени.

pH в природе

Лимонный сок кислый на вкус, потому что он содержит от 5% до 6% лимонной кислоты и имеет pH 2,2. (высокая кислотность)

pH-зависимые растительные пигменты, которые можно использовать в качестве индикаторов pH, присутствуют во многих растениях, включая гибискус, краснокочанную капусту ( антоцианин ) и виноград ( красное вино ). Сок цитрусовых является кислым в основном потому, что он содержит лимонную кислоту. Другие карбоновые кислоты встречаются во многих живых системах. Например, молочная кислота вырабатывается мышечной деятельностью. Состояние протонирования из фосфатных производных, таких как АТФ, является рН-зависимым. На функционирование гемоглобина, транспортирующего кислород, влияет уровень pH в процессе, известном как эффект корня.

Морская вода

Смотрите также: закисление океана

PH морской воды обычно ограничивается диапазоном от 7,4 до 8,5. Он играет важную роль в углеродном цикле океана, и есть свидетельства продолжающегося закисления океана, вызванного выбросами углекислого газа. Однако измерение pH осложняется химическими свойствами морской воды, и в химической океанографии существует несколько различных шкал pH.

В рамках своего рабочего определения шкалы pH IUPAC определяет серию буферных растворов в диапазоне значений pH (часто обозначаемых обозначениями NBS или NIST ). Эти растворы имеют относительно низкую ионную силу (≈0,1) по сравнению с ионной силой морской воды (≈0,7), и, как следствие, не рекомендуются для использования при характеристике pH морской воды, поскольку различия в ионной силе вызывают изменения в потенциале электродов.. Для решения этой проблемы была разработана альтернативная серия буферов на основе искусственной морской воды. Эта новая серия решает проблему ионных различий между образцами прочности и буферов, а новая шкала рН упоминается как «» общей шкалы, часто обозначается как рН T. Общий масштаб был определен с использованием среды, содержащей сульфат- ионы. Эти ионы испытывают протонирование, H + + SO2- 4 ⇌ HSO- 4, так что общий масштаб включает влияние как протонов (свободных ионов водорода), так и ионов сероводорода:

[H + ] T = [H + ] F + [HSO- 4]

Альтернативная шкала, «свободная шкала», часто обозначаемая как «pH F », не учитывает это рассмотрение и фокусируется исключительно на [H + ] F, что в принципе упрощает представление концентрации ионов водорода. Можно определить только [H + ] T, поэтому [H + ] F необходимо оценить с помощью [SO2- 4] и константа устойчивости HSO- 4, К* S:

[H + ] F = [H + ] T - [HSO- 4] = [H + ] T (1 + [SO2- 4] / K* S) −1

Однако оценить K* S в морской воде, что ограничивает полезность в противном случае более простой свободной шкалы.

Другая шкала, известная как «шкала морской воды», часто обозначаемая как «pH SWS », учитывает дальнейшее протонирование между ионами водорода и фторид- ионами, H + + F - HF. В результате получаем следующее выражение для [H + ] SWS:

[H + ] SWS = [H + ] F + [HSO- 4] + [HF]

Однако преимущество учета этой дополнительной сложности зависит от содержания фторида в среде. Например, в морской воде сульфат-ионы присутствуют в гораздо более высоких концентрациях (gt; 400 раз), чем концентрации фторида. Как следствие, для большинства практических целей разница между общим масштабом и масштабом морской воды очень мала.

Следующие три уравнения суммируют три шкалы pH:

pH F = - log [H + ] F
pH T = - log ([H + ] F + [HSO- 4]) = - журнал [H + ] T
pH SWS = - log ([H + ] F + [HSO- 4] + [HF]) = - журнал [H + ] SWS

С практической точки зрения, три шкалы pH морской воды различаются по своим значениям до 0,10 единиц pH, различия, которые намного больше, чем обычно требуется точность измерений pH, в частности, в отношении карбонатной системы океана. Поскольку в нем не учитываются сульфатные и фторид-ионы, свободный отложения значительно отличается как от общего масштаба, так и от масштаба морской воды. Из-за относительной незначительности фторид-иона общие масштабы и масштабы морской воды различаются очень незначительно.

Живые системы

pH в живых системах
Отсек pH
Желудочный сок 1,5-3,5
Лизосомы 4.5
Кожа человека 4,7
Гранулы хромаффинных клеток 5.5
Моча 6.0
Цитозоль 7.2
Кровь (естественный pH) 7,34–7,45
Цереброспинальная жидкость (ЦСЖ) 7,5
Митохондриальный матрикс 7,5
Выделения поджелудочной железы 8.1

PH различных клеточных компартментов, жидкостей тела и органов обычно строго регулируется в процессе, называемом кислотно-щелочным гомеостазом. Наиболее частым нарушением кислотно-щелочного гомеостаза является ацидоз, который означает перегрузку кислоты в организме, обычно определяемую падением pH ниже 7,35. Алкалоз - это противоположное состояние, когда уровень pH в крови чрезмерно высокий.

Уровень pH крови обычно слегка щелочной и составляет 7,365. Это значение часто называют физиологическим pH в биологии и медицине. Зубной налет может создавать местную кислую среду, которая может привести к разрушению зубов из- за деминерализации. Ферменты и другие белки имеют оптимальный диапазон pH и могут деактивироваться или денатурироваться за пределами этого диапазона.

Расчеты pH

Расчет pH раствора, содержащего кислоты и / или основания, является примером расчета химического состава, то есть математической процедуры для расчета концентраций всех химических соединений, присутствующих в растворе. Сложность процедуры зависит от характера раствора. Для сильных кислот и щелочей никаких расчетов не требуется, за исключением экстремальных ситуаций. PH раствора, содержащего слабую кислоту, требует решения квадратного уравнения. Для определения pH раствора, содержащего слабое основание, может потребоваться решение кубического уравнения. Общий случай требует решения системы нелинейных одновременных уравнений.

Осложняющим фактором является то, что вода сама по себе является слабой кислотой и слабым основанием (см. Амфотеризм ). Он диссоциирует согласно равновесию

2 ЧАС 2 О - - ЧАС 3 О + ( водный ) + ОЙ - ( водный ) {\ Displaystyle {\ ce {2H2O lt;=gt; H3O + (водн.) + OH ^ - (водн.)}}}

с константой диссоциации, К ш определяется как

K ш знак равно [ ЧАС + ] [ ОЙ - ] {\ displaystyle K_ {w} = {\ ce {[H +] [OH ^ -]}}}

где [H + ] обозначает концентрацию водного иона гидроксония, а [OH - ] обозначает концентрацию гидроксид-иона. Это равновесие необходимо учитывать при высоком pH и чрезвычайно низкой концентрации растворенного вещества.

Сильные кислоты и основания

Сильные кислоты и основания - это соединения, которые для практических целей полностью диссоциируют в воде. В нормальных условиях это означает, что концентрация ионов водорода в кислом растворе может быть принята равной концентрации кислоты. Тогда pH будет равен минус логарифму значения концентрации. Соляная кислота (HCl) является примером сильной кислоты. PH 0,01 М раствора HCl равен -log 10 (0,01), то есть pH = 2. Гидроксид натрия, NaOH, является примером сильного основания. Значение p [OH] 0,01 М раствора NaOH равно −log 10 (0,01), то есть p [OH] = 2. Из определения p [OH] выше это означает, что pH равен примерно до 12. Для растворов гидроксида натрия с более высокими концентрациями необходимо учитывать самоионизационное равновесие.

Самоионизацию также следует учитывать при чрезвычайно низких концентрациях. Рассмотрим, например, раствор соляной кислоты с концентрацией 5 × 10 -8 М. Простая процедура, приведенная выше, предполагает, что он имеет pH 7,3. Это явно неверно, поскольку кислотный раствор должен иметь pH менее 7. Если рассматривать систему как смесь соляной кислоты и амфотерного вещества воды, получается pH 6,89.

Слабые кислоты и основания

Слабая кислота или сопряженная кислота слабого основания могут быть обработаны с использованием того же формализма.

{ Кислота : HA - - ЧАС + + А - База : HA + - - ЧАС + + А {\ displaystyle {\ begin {case} {\ ce {Acid:}} amp; {\ ce {HA lt;=gt; H + + A ^ -}} \\ {\ ce {Base:}} amp; {\ ce {HA + lt; =gt; H + + A}} \ end {case}}}

Во-первых, константа диссоциации кислоты определяется следующим образом. Электрические заряды опускаются в последующих уравнениях для общности.

K а знак равно [ ЧАС ] [ А ] [ HA ] {\ displaystyle K_ {a} = {\ frac {{\ ce {[H] [A]}}} {{\ ce {[HA]}}}}}

и предполагается, что его значение было определено экспериментально. Таким образом, существуют три неизвестных концентрации, [HA], [H + ] и [A - ], которые необходимо определить расчетным путем. Требуются два дополнительных уравнения. Один из способов предоставить их - применить закон сохранения массы в терминах двух «реагентов» H и A.

C А знак равно [ А ] + [ HA ] {\ displaystyle C _ {{\ ce {A}}} = {\ ce {[A]}} + {\ ce {[HA]}}}
C ЧАС знак равно [ ЧАС ] + [ HA ] {\ displaystyle C _ {{\ ce {H}}} = {\ ce {[H]}} + {\ ce {[HA]}}}

C обозначает аналитическую концентрацию. В некоторых текстах одно уравнение баланса массы заменено уравнением баланса заряда. Это удовлетворительно для простых случаев, подобных этому, но труднее применить к более сложным случаям, как те, что указаны ниже. Вместе с уравнением, определяющим K a, теперь есть три уравнения с тремя неизвестными. Когда кислота растворяется в воде C A = C H = C a, концентрация кислоты, поэтому [A] = [H]. После некоторых дополнительных алгебраических манипуляций может быть получено уравнение для концентрации ионов водорода.

[ ЧАС ] 2 + K а [ ЧАС ] - K а C а знак равно 0 {\ displaystyle [{\ ce {H}}] ^ {2} + K_ {a} [{\ ce {H}}] - K_ {a} C_ {a} = 0}

Решение этого квадратного уравнения дает концентрацию ионов водорода и, следовательно, p [H] или, более свободно, pH. Эта процедура показана в таблице ICE, который также может быть использован для вычисления значения рН, когда некоторые дополнительные (сильный) кислотной или щелочной была добавлена к системе, то есть, когда С A ≠ C H.

Например, каков pH 0,01 М раствора бензойной кислоты, pK a = 4,19?

  • Шаг 1: K а знак равно 10 - 4,19 знак равно 6,46 × 10 - 5 {\ displaystyle K_ {a} = 10 ^ {- 4.19} = 6.46 \ times 10 ^ {- 5}}
  • Шаг 2: Составьте квадратное уравнение. [ ЧАС ] 2 + 6,46 × 10 - 5 [ ЧАС ] - 6,46 × 10 - 7 знак равно 0 {\ displaystyle [{\ ce {H}}] ^ {2} +6,46 \ times 10 ^ {- 5} [{\ ce {H}}] - 6,46 \ times 10 ^ {- 7} = 0}
  • Шаг 3: Решите квадратное уравнение. [ ЧАС + ] знак равно 7,74 × 10 - 4 ; п ЧАС знак равно 3.11 {\ displaystyle [{\ ce {H +}}] = 7,74 \ times 10 ^ {- 4}; \ quad \ mathrm {pH} = 3,11}

Для щелочных растворов к уравнению баланса масс водорода добавляется дополнительный член. Поскольку добавление гидроксида снижает концентрацию иона водорода, а концентрация гидроксид-иона ограничена равновесием самоионизации и должна быть равна K ш [ ЧАС + ] {\ displaystyle {\ frac {K_ {w}} {{\ ce {[H +]}}}}}

C ЧАС знак равно [ ЧАС ] + [ HA ] - K ш [ ЧАС ] {\ displaystyle C _ {\ ce {H}} = {\ frac {[{\ ce {H}}] + [{\ ce {HA}}] - K_ {w}} {\ ce {[H]}} }}

В этом случае результирующее уравнение в [H] является кубическим уравнением.

Общий метод

Некоторые системы, например, с полипротонными кислотами, поддаются расчетам в виде электронных таблиц. С тремя или более реагентами или когда образуется много комплексов с общими формулами, такими как A p B q H r, следующий общий метод может быть использован для расчета pH раствора. Например, для трех реагентов каждое равновесие характеризуется константой равновесия β.

[ А п B q ЧАС р ] знак равно β п q р [ А ] п [ B ] q [ ЧАС ] р {\ displaystyle [{\ ce {A}} _ {p} {\ ce {B}} _ {q} {\ ce {H}} _ {r}] = \ beta _ {pqr} [{\ ce { A}}] ^ {p} [{\ ce {B}}] ^ {q} [{\ ce {H}}] ^ {r}}

Затем запишите уравнения баланса массы для каждого реагента:

C А знак равно [ А ] + Σ п β п q р [ А ] п [ B ] q [ ЧАС ] р C B знак равно [ B ] + Σ q β п q р [ А ] п [ B ] q [ ЧАС ] р C ЧАС знак равно [ ЧАС ] + Σ р β п q р [ А ] п [ B ] q [ ЧАС ] р - K ш [ ЧАС ] - 1 {\ displaystyle {\ begin {align} C _ {\ ce {A}} amp; = [{\ ce {A}}] + \ Sigma p \ beta _ {pqr} [{\ ce {A}}] ^ {p } [{\ ce {B}}] ^ {q} [{\ ce {H}}] ^ {r} \\ C _ {\ ce {B}} amp; = [{\ ce {B}}] + \ Сигма q \ beta _ {pqr} [{\ ce {A}}] ^ {p} [{\ ce {B}}] ^ {q} [{\ ce {H}}] ^ {r} \\ C_ {\ ce {H}} amp; = [{\ ce {H}}] + \ Sigma r \ beta _ {pqr} [{\ ce {A}}] ^ {p} [{\ ce {B}}] ^ {q} [{\ ce {H}}] ^ {r} -K_ {w} [{\ ce {H}}] ^ {- 1} \ end {выровнено}}}

Обратите внимание, что в этих уравнениях нет никаких приближений, за исключением того, что каждая константа устойчивости определяется как отношение концентраций, а не активности. Если нужно использовать действия, требуются гораздо более сложные выражения.

Есть 3 нелинейных одновременных уравнения с тремя неизвестными, [A], [B] и [H]. Поскольку уравнения нелинейны, и поскольку концентрации могут варьироваться в пределах многих степеней 10, решение этих уравнений не является простым. Однако доступно множество компьютерных программ, которые можно использовать для выполнения этих расчетов. Реагентов может быть больше трех. Расчет концентраций ионов водорода с использованием этого формализма является ключевым элементом при определении констант равновесия с помощью потенциометрического титрования.

Смотрите также

Примечания

использованная литература

внешние ссылки

Последняя правка сделана 2023-03-20 01:26:00
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте