PH - PH

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

Пробирки с растворами pH 1–10 окрашены индикатор.

В химия, pH (/пяˈeɪtʃ/, обозначая «потенциал водород ' или же 'мощность водорода '^[1]) - масштаб, используемый для определения кислотность или же основность из водный раствор. Кислые растворы (растворы с более высокой концентрацией ЧАС⁺ ионы) имеют более низкие значения pH, чем основные или щелочной решения.

Шкала pH логарифмический и наоборот указывает концентрация ионов водорода в растворе. Это связано с тем, что формула, используемая для расчета pH, приблизительно равна отрицательный из логарифм по основанию 10 из молярная концентрация^[а] ионов водорода в растворе. Точнее, pH - это отрицательное значение десятичного логарифма Мероприятия из ЧАС⁺ ион.^[2]

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, при повышении температуры оно ниже 7. Значение pH может быть меньше 0 для очень сильные кислоты, или больше 14 для очень сильные основы.^[3]

Шкала pH прослеживаемый к набору стандартных растворов, pH которых установлен международным соглашением.^[4] Стандартные значения первичного pH определяются с использованием ячейка концентрации с переносом, измеряя разность потенциалов между водородный электрод и стандартный электрод, такой как хлорсеребряный электрод. PH водных растворов можно измерить с помощью стеклянный электрод и pH метр, или меняющий цвет индикатор. Измерения pH важны в химии, агрономия, медицина, водоочистка и многие другие приложения.

История

Понятие pH было впервые введено Датский химик Сорен Педер Лауриц Соренсен на Лаборатория Carlsberg в 1909 г.^[5] и пересмотрен на современный уровень pH в 1924 году, чтобы приспособить определения и измерения с точки зрения электрохимических ячеек. В первых статьях обозначения имели ЧАС как нижний индекс к нижнему регистру п, а так: p_ЧАС.

Точное значение п в pH оспаривается, поскольку Соренсен не объяснил, почему он его использовал.^[6] Он описывает способ измерения, используя потенциал различия, и он представляет собой отрицательный мощность 10 по концентрации ионов водорода. Все слова для них начинаются с п в Французский, Немецкий и Датский, все языки, на которых издавался Соренсен: Лаборатория Карлсберга была франкоязычной, немецкий был доминирующим языком научных публикаций, а Соренсен был датским. Он также использовал «q» почти таким же образом в другом месте статьи. Таким образом, "p" может означать французский мощь Немецкий Потенц, или датский Potens, что означает «сила» или может означать «потенциал». Он также мог бы просто произвольно пометить тестовое решение «p» и эталонное решение «q»; эти буквы часто бывают парными.^[7] Мало что поддерживает предположение о том, что «pH» означает Латинские термины pondus Hydrogenii (количество водорода) или Potentia Hydrogenii (мощность водорода).

В настоящее время в химия, p означает "десятичный одеколон of ", а также используется в термине pK_а, используется для константы кислотной диссоциации^[8] и pOH, эквивалент для гидроксид ионы.

Бактериолог Элис С. Эванс, известная своим влиянием на молочное хозяйство и безопасности пищевых продуктов, приписывает Уильяму Мэнсфилду Кларку и коллегам (одним 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 мало Кларк и его коллеги знали о работе Соренсена за несколько лет до этого.^[9]:10 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.^[9]:10

Первый электронный метод измерения pH был изобретен Арнольд Орвилл Бекман, профессор Калифорнийский технологический институт в 1934 г.^[10] Это было в ответ на местного производителя цитрусовых. Sunkist им был нужен лучший метод для быстрого определения pH лимонов, которые они собирали в ближайших садах.^[11]

Определение и измерение

pH

pH определяется как десятичный логарифм обратного ион водорода Мероприятия, а_ЧАС+, в растворе.^[4]

${displaystyle {ce {pH}}=-log _{10}(a_{{ce {H+}}})=log _{10}left({frac {1}{a_{{ce {H+}}}}}ight)}$

Например, для раствора с активностью ионов водорода 5×10⁻⁶ (на этом уровне, по сути, это количество родинки ионов водорода на литр раствора) 1/(5×10⁻⁶) = 2×10⁵, таким образом, такой раствор имеет pH бревно₁₀(2×10⁵) = 5.3. Для обычного примера, основанного на том факте, что массы моля воды, моля ионов водорода и моля гидроксид-ионы составляют соответственно 18 г, 1 г и 17 г, то есть в количестве 10⁷ моль чистой (pH 7) воды, или 180 тонн (18 × 10⁷ г), содержит около 1 г диссоциированный ионы водорода (а точнее 19 г H₃О⁺ гидроксоний ионы) и 17 г гидроксид-ионов.

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 электродный потенциал, E, следует за Уравнение Нернста, которое для иона водорода можно записать как

${displaystyle E=E^{0}+{frac {RT}{F}}ln(a_{{ce {H+}}})=E^{0}-{frac {2.303RT}{F}}{ce {pH}}}$

куда E - измеренный потенциал, E⁰ - стандартный электродный потенциал, р это газовая постоянная, Т это температура в кельвины, F это Постоянная Фарадея. Для ч⁺ количество переданных электронов - один. Отсюда следует, что потенциал электрода пропорционален pH, если pH определяется с точки зрения активности. Точное измерение pH представлено в Международном стандарте. ISO 31-8 следующее:^[12] А гальванический элемент настроен для измерения электродвижущая сила (ЭДС) между электродом сравнения и электродом, чувствительным к активности ионов водорода, когда они оба погружены в один и тот же водный раствор. Электрод сравнения может быть хлорсеребряный электрод или каломельный электрод. Селективный электрод для ионов водорода представляет собой стандартный водородный электрод.

Электрод сравнения | концентрированный раствор KCl || тестовое решение | ЧАС₂ | Pt^{[требуется разъяснение ]}

Во-первых, ячейка заполняется раствором с известной активностью ионов водорода и ЭДС, E_S, измеряется. Тогда ЭДС, E_Икс, той же ячейки, содержащей раствор с неизвестным pH.

${displaystyle {ce {pH(X)}}={ce {pH(S)}}+{frac {E_{{ce {S}}}-E_{{ce {X}}}}{z}}}$

Разница между двумя измеренными значениями ЭДС пропорциональна pH. Этот метод калибровки позволяет избежать необходимости знать стандартный потенциал электрода. Константа пропорциональности, 1 /z в идеале равно ${displaystyle {frac {1}{2.303RT/F}} }$ «Нернстийский склон».

Чтобы применить этот процесс на практике, стеклянный электрод используется вместо громоздкого водородного электрода. Комбинированный стеклянный электрод имеет встроенный электрод сравнения. Он откалиброван по буферные растворы известной активности ионов водорода. ИЮПАК предложил использовать набор буферных растворов известной H⁺ Мероприятия.^[4] Два или более буферных раствора используются для того, чтобы учесть тот факт, что «наклон» может немного отличаться от идеального. Для реализации такого подхода к калибровке электрод сначала погружают в стандартный раствор, и показания на шкале pH метр устанавливается равным 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 ИЮПАК рекомендации.^[4] Если используется 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 безразмерная величина.

p [H]

Это было первоначальное определение Соренсена в 1909 году:^[13] который был заменен в пользу pH в 1924 году. [H] - концентрация ионов водорода, обозначаемая [H⁺] в современной химии, которая, кажется, имеет единицы концентрации. Вернее, термодинамическая активность H⁺ в разбавленном растворе следует заменить на [H⁺] / c₀, где стандартная концентрация состояния c₀ = 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, - это титровать раствор сильной кислоты известной концентрации с 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 помощью Гран сюжет.^[14] Таким образом, эффект от использования этой процедуры состоит в том, чтобы сделать активность равной числовому значению концентрации.

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

Разница между p [H] и pH довольно мала. Было заявлено^[15] 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	< 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	Основание
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 исследуемого раствора со стандартной цветовой диаграммой позволяет измерить pH с точностью до ближайшего целого числа. Более точные измерения возможны, если цвет измеряется спектрофотометрически с использованием колориметр или же спектрофотометр.Универсальный индикатор состоит из смеси индикаторов, так что происходит непрерывное изменение цвета от примерно pH 2 до pH 10. Универсальная индикаторная бумага сделана из впитывающей бумаги, пропитанной универсальным индикатором. Другой метод измерения pH - использование электронного pH метр.

pOH

Связь между p [OH] и p [H] (красный = кислая область, синий = основная область)

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

${displaystyle [{ce {OH^-}}]={frac {K_{{ce {W}}}}{[{ce {H^+}}]}}}$

куда K_W это самоионизация постоянная воды. Принимая логарифмы

${displaystyle {ce {pOH}}={ce {p}}K_{{ce {W}}}-{ce {pH}}}$

Итак, при комнатной температуре pOH ≈ 14 - pH. Однако это соотношение не совсем верно в других обстоятельствах, например, при измерении щелочность почвы.

Экстремальные значения pH

Измерение pH ниже примерно 2,5 (примерно 0,003моль дм⁻³ кислота) и выше примерно 10,5 (примерно 0,0003 моль-дм⁻³ щелочной) требует специальных процедур, поскольку при использовании стеклянного электрода Закон Нернста ломается в этих условиях. Этому способствуют различные факторы. Нельзя предполагать, что потенциалы жидкого перехода не зависят от pH.^[16] Кроме того, экстремальный pH означает, что раствор сконцентрирован, поэтому на электродные потенциалы влияют ионная сила вариация. 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.^[17] Доступны электроды специальной конструкции, которые частично решают эти проблемы.

Сток из шахт или хвостохранилищ может иметь очень низкие значения pH.^[18]

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, потому что виды деятельности относятся к разным стандартные состояния. Активность водородных ионов, а_ЧАС⁺, можно определить^[19][20] в качестве:

${displaystyle a_{{ce {H+}}}=exp left({frac {mu _{{ce {H+}}}-mu _{{ce {H+}}}^{ominus }}{RT}}ight)}$

куда μ_ЧАС⁺ это химический потенциал иона водорода, ${displaystyle mu _{{ce {H+}}}^{ominus }}$ - его химический потенциал в выбранном стандартном состоянии, р это газовая постоянная и Т это термодинамическая температура. Следовательно, значения pH в разных масштабах нельзя сравнивать напрямую из-за различных сольватированных протонных ионов, таких как ионы лиония, что требует межрастворитной шкалы, которая включает коэффициент активности переноса гидроксоний / лиониевый ион.

pH является примером функция кислотности. Могут быть определены другие функции кислотности. Например, Функция кислотности Гаммета, ЧАС₀, был разработан в связи с суперкислоты.

Единая шкала абсолютного pH

Концепция «единой шкалы pH» была разработана на основе абсолютного химического потенциала протона. Эта модель использует Кислотно-основание Льюиса определение. Эта шкала применима к жидкостям, газам и даже твердым телам.^[21]В 2010 году была предложена новая «унифицированная шкала абсолютного pH», которая позволила бы различным диапазонам pH в разных растворах использовать общий эталонный стандарт протонов.^[22]

Приложения

Чистая вода нейтральна. Когда кислота растворяется в воде, pH будет меньше 7 (25 ° C). Когда основание, или же щелочь, растворяется в воде, pH будет больше 7. Раствор сильной кислоты, такой как соляная кислота, при концентрации 1 моль дм⁻³ имеет pH 0. Раствор сильной щелочи, например едкий натр, при 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.

PH нейтральности не совсем 7 (25 ° C), хотя в большинстве случаев это хорошее приближение. Нейтральность определяется как условие, при котором [H⁺] = [ОН⁻] (или действия равны). С самоионизация воды содержит произведение этих концентраций [H⁺] × [ОН⁻] = K_ш, видно, что при нейтральности [H⁺] = [ОН⁻] = √K_ш, или pH = pK_ш/ 2. pK_ш составляет примерно 14, но зависит от ионной силы и температуры, равно как и от нейтрального pH. Чистая вода и раствор NaCl в чистой воде оба нейтральны, так как диссоциация воды производит равное количество обоих ионов. Однако рН нейтрального раствора NaCl будет немного отличаться от рН нейтральной чистой воды, поскольку активность ионов водорода и гидроксида зависит от ионная сила, так что K_ш зависит от ионной силы.

Если чистая вода подвергается воздействию воздуха, она становится слегка кислой. Это потому, что вода впитывает углекислый газ из воздуха, который затем медленно превращается в бикарбонат и ионы водорода (по существу создавая угольная кислота ).

${displaystyle {ce {CO2 + H2O <=> HCO3^- + H+}}}$

pH в почве

Классификация диапазонов pH почвы

Министерство сельского хозяйства США Служба охраны природных ресурсов, ранее Служба охраны почв классифицирует pH почвы колеблется следующим образом:^[23]

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

Номинал	диапазон pH
Ультра кислый	< 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	> 9.0

В Европе на pH верхнего слоя почвы влияют материнский материал почвы, эрозионные эффекты, климат и растительность. Недавняя карта ^[24] 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.

pH в природе

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

pH-зависимый растительные пигменты что можно использовать как индикаторы pH встречаются на многих растениях, в том числе гибискус, Красная капуста (антоциан ) и виноград (красное вино ). Сок цитрусовые фрукты кислые в основном потому, что содержат лимонная кислота. Другой карбоновые кислоты встречаются во многих живых системах. Например, молочная кислота производится мышца Мероприятия. Штат протонирование из фосфат производные, такие как АТФ, зависит от pH. Функционирование кислородного фермента гемоглобин зависит от pH в процессе, известном как Корневой эффект.

Морская вода

Смотрите также: Закисление океана

PH морская вода обычно ограничивается диапазоном от 7,5 до 8,4.^[25] Он играет важную роль в океане цикл углерода, и есть свидетельства продолжающегося закисление океана вызванный выбросы углекислого газа.^[26] Однако измерение pH затруднено из-за химические свойства морской воды, и несколько различных шкал pH существуют в химическая океанография.^[27]

В рамках его Рабочее определение шкалы pH, ИЮПАК определяет серию буферные растворы в диапазоне значений pH (часто обозначается NBS или же NIST обозначение). Эти решения имеют относительно низкую ионная сила (≈0,1) по сравнению с морской водой (≈0,7), и, как следствие, не рекомендуется использовать для определения pH морской воды, поскольку различия ионной силы вызывают изменения в электродный потенциал. Чтобы решить эту проблему, альтернативная серия буферов на основе искусственная морская вода был развит.^[28] Эта новая серия решает проблему различий в ионной силе между образцами и буферами, а новая шкала pH называется «общей шкалой», часто обозначаемой как pH._Т. Общий масштаб определяли с использованием среды, содержащей сульфат ионы. Эти ионы протонируют, H⁺ + ТАК²⁻
₄ ⇌ HSO⁻
₄, так что общая шкала включает влияние обоих протоны (свободные ионы водорода) и ионы сероводорода:

[ЧАС⁺]_Т = [H⁺]_F + [HSO⁻
₄]

Альтернативная шкала, «свободная шкала», часто обозначаемая как «pH_F', опускает это рассмотрение и сосредотачивается исключительно на [H⁺]_F, что в принципе упрощает представление концентрации ионов водорода. Только [H⁺]_Т можно определить,^[29] поэтому [H⁺]_F должны оцениваться с использованием [SO²⁻
₄] и константа устойчивости HSO⁻
₄, K^*
_S:

[ЧАС⁺]_F = [H⁺]_Т - [HSO⁻
₄] = [H⁺]_Т (1 + [SO²⁻
₄] / K^*
_S )⁻¹

Однако оценить K^*
_S в морской воде, что ограничивает полезность более простого метода свободной шкалы.

Другая шкала, известная как «шкала морской воды», часто обозначается как «pH._SWS', учитывает дальнейшее протонирование ионов водорода и фторид ионы, H⁺ + F⁻ ⇌ ВЧ. В результате получаем следующее выражение для [H⁺]_SWS:

[ЧАС⁺]_SWS = [H⁺]_F + [HSO⁻
₄] + [HF]

Однако преимущество учета этой дополнительной сложности зависит от содержания фторида в среде. В морской воде, например, сульфат-ионы присутствуют в гораздо большей концентрации (> 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 = - журнал [H⁺]_F

pH_Т = - журнал ([H⁺]_F + [HSO⁻
₄]) = - журнал [H⁺]_Т

pH_SWS = - журнал ([H⁺]_F + [HSO⁻
₄] + [HF]) = - журнал [H⁺]_SWS

На практике три шкалы pH морской воды различаются по своим значениям на величину до 0,12 единиц pH, что намного больше, чем обычно требуется точность измерений pH, в частности, в отношении уровня океана. карбонатная система.^[27] 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^[30]

Отсек	pH
Желудочный сок	1.5-3.5[31]
Лизосомы	4.5
Кожа человека	4.7[32]
Гранулы хромаффинные клетки	5.5
Моча	6.0
Цитозоль	7.2
Кровь (естественный pH)	7.34–7.45
Спинномозговая жидкость (CSF)	7.5
Митохондриальный матрикс	7.5
Поджелудочная железа выделения	8.1

PH различных клеточных компартментов, телесные жидкости, а органы обычно жестко регулируются в процессе, называемом кислотно-щелочной гомеостаз. Наиболее частым нарушением кислотно-основного гомеостаза является ацидоз, что означает перегрузку кислоты в организме, обычно определяемую падением pH ниже 7,35. Алкалоз - противоположное состояние, когда уровень pH в крови слишком высок.

Уровень pH крови обычно слегка щелочной и составляет 7,365. Это значение часто называют физиологическим pH в биологии и медицине. Бляшка может создать местную кислую среду, которая может привести к кариес деминерализацией. Ферменты и другие белки имеют оптимальный диапазон pH и могут быть инактивированы или денатурированный вне 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 раствора квадратное уровненеие. Для определения pH раствора, содержащего слабое основание, может потребоваться раствор кубическое уравнение. Общий случай требует решения набора нелинейный одновременные уравнения.

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

${displaystyle {ce {2H2O <=> H3O+ (aq) + OH^-(aq)}}}$

с константа диссоциации, K_ш определяется как

${displaystyle K_{w}={ce {[H+][OH^-]}}}$

где [H⁺] обозначает концентрацию водного ион гидроксония и [OH⁻] представляет собой концентрацию гидроксид-ион. Это равновесие необходимо учитывать при высоком pH и крайне низкой концентрации растворенного вещества.

Сильные кислоты и основания

Сильные кислоты и базы представляют собой 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 −log₁₀(0,01), то есть pH = 2. Едкий натр, NaOH, является примером сильного основания. Значение p [OH] 0,01 М раствора NaOH равно −log₁₀(0,01), то есть p [OH] = 2. Из определения p [OH], приведенного выше, это означает, что pH равен примерно 12. Для растворов гидроксида натрия с более высокими концентрациями должно быть самоионизационное равновесие. учтено.

Самоионизацию следует также учитывать при чрезвычайно низких концентрациях. Рассмотрим, например, раствор соляной кислоты концентрацией 5 × 10⁻⁸М. Простая процедура, описанная выше, предполагает, что он имеет pH 7,3. Это явно неверно, поскольку кислотный раствор должен иметь pH менее 7. Рассматривая систему как смесь соляной кислоты и амфотерный субстанция вода, результат pH 6,89.^[33]

Слабые кислоты и основания

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

${displaystyle {egin{cases}{ce {Acid:}}&{ce {HA <=> H+ + A^-}}{ce {Base:}}&{ce {HA+ <=> H+ + A}}end{cases}}}$

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

${displaystyle K_{a}={frac {{ce {[H] [A]}}}{{ce {[HA]}}}}}$

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

${displaystyle C_{{ce {A}}}={ce {[A]}}+{ce {[HA]}}}$

${displaystyle C_{{ce {H}}}={ce {[H]}}+{ce {[HA]}}}$

C означает аналитическая концентрация. 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 ниже. Вместе с уравнением, определяющим K_а, теперь есть три уравнения с тремя неизвестными. Когда кислота растворяется в воде C_А = C_ЧАС = C_а, концентрация кислоты, поэтому [A] = [H]. После некоторых дальнейших алгебраических манипуляций можно получить уравнение для концентрации ионов водорода.

${displaystyle [{ce {H}}]^{2}+K_{a}[{ce {H}}]-K_{a}C_{a}=0}$

Решение этого квадратное уровненеие дает концентрацию иона водорода и, следовательно, p [H] или, более свободно, pH. Эта процедура проиллюстрирована на Стол ICE который также может быть использован для расчета pH, когда в систему добавлена ​​дополнительная (сильная) кислота или щелочь, то есть когда C_А ≠ C_ЧАС.

Например, каков pH 0,01 М раствора бензойная кислота, pK_а = 4.19?

• Шаг 1: ${displaystyle K_{a}=10^{-4.19}=6.46 imes 10^{-5}}$
• Шаг 2: Составьте квадратное уравнение. ${displaystyle [{ce {H}}]^{2}+6.46 imes 10^{-5}[{ce {H}}]-6.46 imes 10^{-7}=0}$
• Шаг 3: Решите квадратное уравнение. ${displaystyle [{ce {H+}}]=7.74 imes 10^{-4};quad mathrm {pH} =3.11}$

Для щелочных растворов к уравнению баланса масс водорода добавляется дополнительный член. Поскольку добавление гидроксида снижает концентрацию иона водорода, а концентрация гидроксид-иона ограничивается равновесием самоионизации, чтобы быть равной ${displaystyle {frac {K_{w}}{{ce {[H+]}}}}}$

${displaystyle C_{ce {H}}={frac {[{ce {H}}]+[{ce {HA}}]-K_{w}}{ce {[H]}}}}$

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

Общий метод

Некоторые системы, например, с полипротонными кислотами, поддаются расчетам в виде электронных таблиц.^[34] С тремя или более реагентами или когда образуется много комплексов с общими формулами, такими как A_пB_qЧАС_рследующий общий метод можно использовать для расчета pH раствора. Например, для трех реагентов каждое равновесие характеризуется константой равновесия β.

${displaystyle [{ce {A}}_{p}{ce {B}}_{q}{ce {H}}_{r}]=eta _{pqr}[{ce {A}}]^{p}[{ce {B}}]^{q}[{ce {H}}]^{r}}$

Затем запишите уравнения баланса массы для каждого реагента:

${displaystyle {egin{aligned}C_{ce {A}}&=[{ce {A}}]+Sigma peta _{pqr}[{ce {A}}]^{p}[{ce {B}}]^{q}[{ce {H}}]^{r}C_{ce {B}}&=[{ce {B}}]+Sigma qeta _{pqr}[{ce {A}}]^{p}[{ce {B}}]^{q}[{ce {H}}]^{r}C_{ce {H}}&=[{ce {H}}]+Sigma reta _{pqr}[{ce {A}}]^{p}[{ce {B}}]^{q}[{ce {H}}]^{r}-K_{w}[{ce {H}}]^{-1}end{aligned}}}$

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 нелинейный одновременные уравнения в трех неизвестных, [A], [B] и [H]. Поскольку уравнения нелинейны, и поскольку концентрации могут колебаться в пределах многих степеней 10, решение этих уравнений не является простым. Однако доступно множество компьютерных программ, которые можно использовать для выполнения этих вычислений. Реагентов может быть больше трех. Расчет концентраций ионов водорода с использованием этого формализма является ключевым элементом в определение констант равновесия потенциометрическим титрованием.

Смотрите также

• Щелочная диета
• Газ артериальной крови
• Химическое равновесие
• pCO2

Примечания

1. Измеряется в единицах родинки за литр.

Рекомендации

1. Дженсен, Уильям Б. (2004). «Символ pH» (PDF). Журнал химического образования. 81 (1): 21. Дои:10.1021 / ed081p21. Получено 15 июля 2020.
2. Бейтс, Роджер Г. Определение pH: теория и практика. Wiley, 1973.
3. Лим, Киран Ф. (2006). «Отрицательный pH существует». Журнал химического образования. 83 (10): 1465. Bibcode:2006JChEd..83.1465L. Дои:10.1021 / ed083p1465.
4. Ковингтон, А. К .; Bates, R.G .; Дерст, Р. А. (1985). «Определения шкал pH, стандартных эталонных значений, измерения pH и соответствующей терминологии» (PDF). Pure Appl. Chem. 57 (3): 531–542. Дои:10.1351 / pac198557030531. S2CID  14182410. В архиве (PDF) из оригинала от 24 сентября 2007 г.
5. Соренсен, С. П. Л. (1909). "Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkonzentration bei fermentischen Prozessen". Biochem. Zeitschr. 21: 131–304. Два других издания вышли в 1909 году, одно на французском и одно на датском.
6. Франкл, Мишель (август 2010). «Городские легенды химии». Химия природы. 2 (8): 600–601. Дои:10.1038 / nchem.750. ISSN  1755-4330. PMID  20651711.
7. Майерс, Ролли Дж. (2010). «Сто лет pH». Журнал химического образования. 87 (1): 30–32. Bibcode:2010JChEd..87 ... 30M. Дои:10.1021 / ed800002c.
8. Нёрби, Йенс (2000). «Происхождение и значение маленького p в pH». Тенденции в биохимических науках. 25 (1): 36–37. Дои:10.1016 / S0968-0004 (99) 01517-0. PMID  10637613.
9. Эванс, Элис С. (1963). «Воспоминания» (PDF). Управление истории NIH. Управление истории Национальных институтов здравоохранения. Получено 27 марта 2018.
10. "ПРОИСХОЖДЕНИЕ: РОЖДЕНИЕ PH-МЕТРА". Журнал CalTech Engineering & Science. Архивировано из оригинал 6 ноября 2018 г.. Получено 11 марта 2018.
11. Тетро, ​​Шарон (июнь 2002 г.). "Бекманы". Апельсиновый берег. Журнал Orange Coast. Получено 11 марта 2018.
12. Величины и единицы - Часть 8: Физическая химия и молекулярная физика, Приложение C (нормативное): pH. Международная организация по стандартизации, 1992.
13. "Страница истории компании Carlsberg Group". Carlsberggroup.com. В архиве из оригинала 18 января 2014 г.. Получено 7 мая 2013.
14. Россотти, F.J.C .; Россотти, Х. (1965). «Раствор для потенциометрического титрования, содержащий фоновый электролит». Дои:10.1021 / ed042p375.
15. Mendham, J .; Denney, R.C .; Barnes, J.D .; Томас, М. Дж. К. (2000), Количественный химический анализ Фогеля (6-е изд.), Нью-Йорк: Prentice Hall, ISBN  0-582-22628-7, Раздел 13.23, «Определение pH»
16. Фельдман, Исаак (1956). «Использование и злоупотребление измерениями pH». Аналитическая химия. 28 (12): 1859–1866. Дои:10.1021 / ac60120a014.
17. Mendham, J .; Denney, R.C .; Barnes, J.D .; Томас, М. Дж. К. (2000), Количественный химический анализ Фогеля (6-е изд.), Нью-Йорк: Prentice Hall, ISBN  0-582-22628-7, Раздел 13.19 Стеклянный электрод
18. Нордстрем, Д. Кирк; Альперс, Чарльз Н. (март 1999 г.). «Отрицательный pH, цветовая минералогия и последствия для восстановления окружающей среды на территории суперфонда Iron Mountain, Калифорния». Труды Национальной академии наук Соединенных Штатов Америки. 96 (7): 3455–62. Bibcode:1999ПНАС ... 96.3455Н. Дои:10.1073 / пнас.96.7.3455. ЧВК  34288. PMID  10097057.
19. ИЮПАК, Сборник химической терминологии, 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Исправленная онлайн-версия: (2006–) "активность (относительная активность), а ". Дои:10.1351 / goldbook.A00115
20. Международный союз теоретической и прикладной химии (1993). Величины, единицы и символы в физической химии, 2-е издание, Oxford: Blackwell Science. ISBN  0-632-03583-8. С. 49–50. Электронная версия.
21. Himmel, D .; Goll, S.K .; Leito, I .; Кроссинг, И. (2010). «Единая шкала pH для всех фаз». Энгью. Chem. Int. Эд. 49 (38): 6885–6888. Дои:10.1002 / anie.201000252. PMID  20715223.
22. Химмель, Даниэль; Goll, Sascha K .; Лейто, Иво; Кроссинг, Инго (16 августа, 2010 г.). «Единая шкала pH для всех фаз». Angewandte Chemie International Edition. 49 (38): 6885–6888. Дои:10.1002 / anie.201000252. ISSN  1433-7851. PMID  20715223.
23. Персонал отдела исследования почв. "Руководство по исследованию почвы. 1993 год. Глава 3, избранные химические свойства". Служба охраны почв. Справочник Министерства сельского хозяйства США 18. Архивировано из оригинал 14 мая 2011 г.. Получено 12 марта 2011.
24. Баллабио, Криштиану; Лугато, Эмануэле; Фернандес-Угальде, Ойхане; Оргиацци, Альберто; Джонс, Арвин; Боррелли, Паскуале; Монтанарелла, Лука; Панагос, Панос (2019). «Картирование химических свойств верхнего слоя почвы LUCAS в европейском масштабе с использованием регрессии по Гауссу». Геодермия. 355: 113912. Дои:10.1016 / j.geoderma.2019.113912. ЧВК  6743211. PMID  31798185.
25. Честер, Джикеллс, Рой, Тим (2012). Морская геохимия. Блэквелл Паблишинг. ISBN  978-1-118-34907-6.
26. Королевское общество (2005). Подкисление океана из-за увеличения содержания углекислого газа в атмосфере (PDF). ISBN  978-0-85403-617-2. В архиве (PDF) из оригинала 16 июля 2010 г.
27. Зибе, Р. Э. и Вольф-Гладроу, Д. (2001) CO₂ в морской воде: равновесие, кинетика, изотопы, Elsevier Science B.V., Амстердам, Нидерланды ISBN  0-444-50946-1
28. Ханссон, И. (1973). «Новый набор pH-шкал и стандартных буферов для морской воды». Глубоководные исследования. 20 (5): 479–491. Bibcode:1973DSRA ... 20..479H. Дои:10.1016/0011-7471(73)90101-0.
29. Диксон, А. Г. (1984). «Шкалы pH и реакции переноса протона в соленых средах, таких как морская вода». Геохим. Cosmochim. Acta. 48 (11): 2299–2308. Bibcode:1984GeCoA..48.2299D. Дои:10.1016/0016-7037(84)90225-4.
30. Boron, Walter, F .; Boulpaep, E.L. (2004). Медицинская физиология: клеточный и молекулярный подход. Elsevier / Saunders. ISBN  978-1-4160-2328-9.
31. Мариеб Э. Н., Хоэн К. (2010). Анатомия и физиология человека. Сан-Франциско: Бенджамин Каммингс. ISBN  978-0-8053-9591-4.
32. Lambers, H .; Piessens, S .; Блум, А .; Pronk, H .; Финкель, П. (1 октября 2006 г.). «Естественный pH поверхности кожи в среднем ниже 5, что благоприятно для резидентной флоры». Международный журнал косметической науки. 28 (5): 359–370. Дои:10.1111 / j.1467-2494.2006.00344.x. ISSN  1468-2494. PMID  18489300. S2CID  25191984.
33. Мэлони, Крис. «Расчет pH очень малой концентрации сильной кислоты». В архиве из оригинала 8 июля 2011 г.. Получено 13 марта 2011.
34. Билло, Э.Дж. (2011). EXCEL для химиков (3-е изд.). Wiley-VCH. ISBN  978-0-470-38123-6.

внешняя ссылка

• Виртуальный учебник Chem1, Кислотно-основные равновесия и расчеты
• Индикатор pH краснокочанной капусты
• Продукты питания и продукты питания - значения pH
• Онлайн-калькулятор pH для около 100 неорганических кислот, оснований и солей
• Расчет среднего pH