Просмотр кода страницы Водородный показатель

{{redirect|pH|PH (значения)}}
{{Falseredirect|Кислотность}}
'''Водоро́дный показа́тель''', pH ({{lang-la|'''p'''ondus '''H'''ydrogenii}}<ref>история термина спорна</ref> — «вес водорода»; произносится ''«пэ-аш»'') — мера [[активность (химия)|активности]] (в очень разбавленных растворах она эквивалентна [[Концентрация растворов|концентрации]]) [[ион]]ов водорода в [[раствор]]е, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку [[Десятичный логарифм|десятичному логарифму]] [[Активность (химия)|активности]] водородных ионов, выраженной в [[Моль (единица измерения)|молях]] на один литр:

: <math>\mbox{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]</math>

== История ==
Это понятие было введено в [[1909 год]]у датским химиком [[Сёренсен, Сёрен Педер Лауриц|Сёренсеном]]. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов ''potentia hydrogeni'' — сила водорода, или ''pondus hydrogeni'' — вес водорода. Вообще в химии сочетанием {{math|p''X''}} принято обозначать величину, равную {{math|−lg ''X''}}. Например, силу кислот часто выражают в виде {{math|p''K''<sub>a</sub> {{=}} −lg [[Константа диссоциации кислоты|''K''<sub>a</sub>]]}}.

В случае pH, буква H обозначает концентрацию [[ион]]ов [[водород]]а (H<sup>+</sup>), или, точнее, [[активность (химия)|термодинамическую активность]] [[гидроксоний]]-ионов.

== Уравнения, связывающие pH и pOH ==

=== Вывод значения pH ===
В чистой [[вода|воде]] [[Концентрация растворов|концентрации]] ионов водорода (<nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki>) и [[гидроксид-ион]]ов (<nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki>) одинаковы и при 22&nbsp;°C составляют по 10<sup>−7</sup> моль/л, это напрямую следует из определения [[ионное произведение воды|ионного произведения воды]], которое равно <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki> · <nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki> и составляет 10<sup>−14</sup> моль²/л² (при 25&nbsp;°C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет '''нейтральную''' реакцию. При добавлении к воде [[кислота|кислоты]] концентрация ионов водорода увеличивается (на самом деле увеличивается не концентрация собственно ионов — иначе как способность кислот «присоединять» ион водорода могла бы приводить к этому — а концентрация именно таких соединений с «присоединённым» к кислоте ионом водорода), а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении [[основание (химия)|основания]] — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki> > <nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki>, говорят, что раствор является '''кислотным''', а при <nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki> > <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki> — '''осно́вным'''.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентрации ионов водорода используют её [[кологарифм|взятый с обратным знаком десятичный логарифм]], который, собственно, и является водородным показателем — pH.
: <math>\text{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]</math>

=== pOH ===
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель осно́вности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH<sup>−</sup>:

как в любом водном растворе при 25&nbsp;°C <math>[\text{H}^+] [\text{OH}^-] = 1{,}0 \cdot 10^{-14}</math>, очевидно, что при этой температуре:

: <math>\text{pOH} = 14 - \text{pH}</math>

== Значения pH в растворах различной кислотности ==
{| cellpadding="30" align="right"
 |-
 |
{| class="standard"
 |+Некоторые значения pH{{нет АИ|22|10|2015}}
 ! Вещество || pH || Цвет индикатора
 |-
 | Геотермальная вода у [[Даллол (вулкан)|вулкана Даллол]] || ≈ 0 ||bgcolor=#990000| 
 |-
 | [[Электролит]] в свинцовых [[аккумулятор]]ах || <1,0 ||bgcolor=#CC0000| 
 |-
 | [[Желудочный сок]] || 1,0–2,0 ||bgcolor=#FF0000|
 |-
 | [[Лимон]]ный сок (5 % р-р [[лимонная кислота|лимонной кислоты]])|| 2,0±0,3 ||bgcolor=#FF3300|
 |-
 | Пищевой [[уксус]] || 2,4 ||bgcolor=#FF3300|
 |-
 | [[яблоко|Яблочный]] сок || 3,0 ||bgcolor=#FF6600|
 |-
 | [[Кока-кола]] || 3,0±0,3 ||bgcolor=#FF6600| 
 |-
 | [[Кофе]] || 5,0 ||bgcolor=yellow| 
 |-
 | [[Шампунь]] || 5,5 ||bgcolor=yellow| 
 |-
 | [[Чай]] || 5,5 ||bgcolor=yellow| 
 |-
 |[[Кожа]] здорового человека || 5,5 ||bgcolor=yellow| 
 |-
 | [[Кислотный дождь]] || < 5,6 ||bgcolor=#CCFF00|
 |-
 |Питьевая вода
 |6,5–8,5 ||bgcolor=#CCFF00|
 |-
 | [[Молоко]] || 6,6–6,93 ||bgcolor=#339933| 
 |-
 | [[Слюна]] || 6,8–7,4 <ref>{{статья|ссылка=http://www.gastroscan.ru/handbook/117/2846|заглавие=Кислотность (рН)|издание=Функциональная гастроэнтерология|тип=сайт|accessdate=2013-03-20|archiveurl=https://www.webcitation.org/6FHBubq2P?url=http://www.gastroscan.ru/handbook/117/2846|archivedate=2013-03-21}}</ref> ||bgcolor=green|

 |-
 | Чистая [[вода]] при 25&nbsp;°C || 7,0 ||bgcolor=green|
 |-
 | [[Кровь]] || 7,36–7,44 ||bgcolor=#009966|
 |-
 | [[Морская вода]] || 8,0 ||bgcolor=#006699|
 |-
 | [[Мыло]] (жировое) для рук || 9,0–10,0 ||bgcolor=blue|
 |-
 | [[Нашатырный спирт]] || 11,5 ||bgcolor=blue|
 |-
 | Отбеливатель ([[хлорная известь]]) || 12,5 ||bgcolor=#0000CC|
 |-
 | Концентрированные растворы [[Щёлочи|щелочей]] || >13 ||bgcolor=#000099|
 |}
|}
Так как при 25&nbsp;°C (стандартных условиях) <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki> · <nowiki>[</nowiki>OH<sup>−</sup><nowiki>]</nowiki> = 10<sup>−14</sup>, то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.

Так как в кислотных растворах <nowiki>[</nowiki>H<sup>+</sup><nowiki>]</nowiki> > 10<sup>−7</sup>, то у кислотных растворов pH < 7, аналогично, у осно́вных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах [[Константа диссоциации|константа электролитической диссоциации]] воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH < 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H<sup>+</sup>, так и OH<sup>−</sup>); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.

== Методы определения значения pH ==
Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять [[pH-метр]]ом или определять аналитически путём, проведением кислотно-осно́вного титрования.

# Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются [[кислотно-основные индикаторы|кислотно-осно́вные индикаторы]] — органические вещества-[[красители]], цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат [[лакмус]], [[фенолфталеин]], [[метиловый оранжевый]] (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в осно́вной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1-2 единицы.
# Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый [[универсальный химический индикатор|универсальный индикатор]], представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через [[жёлтый]], [[зелёный цвет|зелёный]], [[синий]] до фиолетового при переходе из кислотной области в осно́вную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
# Использование специального прибора — [[pH-метр]]а — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром [[электродвижущая сила|ЭДС]] гальванической цепи, включающей специальный [[стеклянный электрод]], потенциал которого зависит от концентрации ионов H<sup>+</sup> в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
# Аналитический объёмный метод — [[кислотно-основное титрование|кислотно-осно́вное титрование]] — также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, — фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
# Влияние температуры на значения pH

0,001 моль/л [[соляная кислота|HCl]] при 20&nbsp;°C имеет pH=3, при 30&nbsp;°C pH=3 {{нет АИ|17|04|2016}}

0,001 моль/л [[Гидроксид натрия|NaOH]] при 20&nbsp;°C имеет pH=11,73, при 30&nbsp;°C pH=10,83 {{нет АИ|17|04|2016}}

Влияние температуры на значения pH объясняется различной диссоциацией ионов водорода (H<sup>+</sup>) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.

== Роль pH в химии и биологии ==
[[Кислотность среды]] имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют [[буферные растворы]], которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-осно́вных свойств различных биологических сред.

[[Кислотность реакционной среды]] особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность [[белки|белков]] и [[нуклеиновые кислоты|нуклеиновых кислот]], поэтому для нормального функционирования организма поддержание [[кислотно-основное равновесие|кислотно-осно́вного гомеостаза]] является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию [[буферные системы организма|буферных систем организма]].

В человеческом организме в различных органах водородный показатель различен. Нормальный рН крови составляет 7,36, то есть кровь имеет слабоосновную реакцию (с колебаниями от 7,34 у венозной крови до 7,40 у артериальной). В зависимости от биохимических изменений в крови может наблюдаться [[ацидоз]] (увеличение кислотности) или [[алкалоз]] (увеличение осно́вности), однако совместимый с жизнью диапазон pH крови невелик, поскольку уже при уменьшении pH до 6,95 наступает потеря сознания, а смещение реакции крови в щелочную сторону до {{nobr|pH {{=}} 7,7}} вызывает тяжелейшие судороги. Поддержание кислотно-основного баланса крови в допустимых пределах осуществляется [[Буферные системы крови|буферными системами крови]], главной из которых является гемоглобиновая<ref>Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. [http://www.bibliotekar.ru/447/83.htm Физико-химические свойства крови.]</ref>. Нормальный водородный показатель желудочного сока (в просвете тела желудка натощак) равен 1,5…2,0<ref>Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. [http://www.bibliotekar.ru/447/155.htm Секреторная функция желудка]</ref>. У сока тонкой кишки pH в норме составляет 7,2…7,5, при усилении секреции достигает 8,6. У сока толстой кишки в норме pH равен 8,5…9,0<ref name=PoK>Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. [http://lechebnik.info/447/160.htm Кишечная секреция].</ref>.

== См. также ==
* [[Ионное произведение воды]]
* [[Электролитическая диссоциация]]
* [[Константа диссоциации кислоты]]
* [[Гидролиз]]
* [[Индикаторы]]
* [[pH-метр]]
* [[Стеклянный электрод]]
* [[Титрование]]
* [[Буферные растворы]]
* [[Основность]]

== Примечания ==
{{примечания}}

== Литература ==
* ''Бейтс Р.'' Определение рН. Теория и практика / пер. с англ. под ред. акад. [[Никольский, Борис Петрович|Б. П. Никольского]] и проф. [[Шульц, Михаил Михайлович|М. М. Шульца]]. — 2 изд. — Л. : Химия, 1972.

== Ссылки ==
* [http://www.dpva.ru/Guide/GuideChemistry/pH/ Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH.]

[[Категория:Кислоты]]
[[Категория:Физическая химия]]
[[Категория:Аналитическая химия]]
[[Категория:Общая химия]]