Pamiętać:

Reakcja zobojętniania to reakcja pomiędzy kwasem i zasadą, w wyniku której powstaje sól i woda;

Przez czystą wodę chemicy rozumieją wodę chemicznie czystą, niezawierającą żadnych zanieczyszczeń ani rozpuszczonych soli, czyli wodę destylowaną.

Kwasowość środowiska

W przypadku różnych procesów chemicznych, przemysłowych i biologicznych bardzo ważną cechą jest kwasowość roztworów, która charakteryzuje zawartość kwasów lub zasad w roztworach. Ponieważ kwasy i zasady są elektrolitami, zawartość jonów H+ lub OH - służy do scharakteryzowania kwasowości ośrodka.

W czystej wodzie i dowolnym roztworze wraz z cząsteczkami substancji rozpuszczonych obecne są także jony H+ i OH -. Dzieje się tak w wyniku dysocjacji samej wody. I chociaż uważamy, że woda nie jest elektrolitem, może jednak dysocjować: H 2 O ^ H+ + OH - . Jednak proces ten zachodzi w bardzo małym stopniu: w 1 litrze wody tylko 1 jon rozkłada się na jony. 10 -7 moli cząsteczek.

W roztworach kwasów w wyniku ich dysocjacji pojawiają się dodatkowe jony H+. W takich roztworach jest znacznie więcej jonów H+ niż OH - powstałych w wyniku niewielkiej dysocjacji wody, dlatego roztwory te nazywane są kwaśnymi (ryc. 11.1, po lewej). Powszechnie mówi się, że takie roztwory mają środowisko kwaśne. Im więcej jonów H+ znajduje się w roztworze, tym środowisko jest bardziej kwaśne.

Przeciwnie, w roztworach alkalicznych w wyniku dysocjacji dominują jony OH, a kationy H + są prawie nieobecne z powodu nieznacznej dysocjacji wody. Środowisko takich roztworów jest zasadowe (ryc. 11.1, po prawej). Im wyższe stężenie jonów OH -, tym bardziej zasadowe jest środowisko roztworu.

W roztworze soli kuchennej liczba jonów H+ i OH jest taka sama i równa 1. 10 -7 moli w 1 litrze roztworu. Takie medium nazywa się neutralnym (ryc. 11.1, w środku). W rzeczywistości oznacza to, że roztwór nie zawiera ani kwasu, ani zasady. Neutralne środowisko jest charakterystyczne dla roztworów niektórych soli (tworzonych przez zasady i mocne kwasy) oraz wielu substancji organicznych. Czysta woda ma również neutralne środowisko.

wartość PH

Jeśli porównamy smak kefiru i soku z cytryny, śmiało możemy powiedzieć, że sok z cytryny jest znacznie bardziej kwaśny, czyli kwasowość tych roztworów jest inna. Wiesz już, że czysta woda zawiera również jony H+, ale kwaśny smak wody nie jest odczuwalny. Dzieje się tak na skutek zbyt niskiego stężenia jonów H+. Często nie wystarczy powiedzieć, że środowisko jest kwaśne lub zasadowe, ale konieczne jest jego ilościowe scharakteryzowanie.

Kwasowość środowiska charakteryzuje się ilościowo wskaźnikiem wodoru pH (wymawiane „p-popiół”), powiązanym ze stężeniem

Jony wodoru. Wartość pH odpowiada określonej zawartości kationów wodoru w 1 litrze roztworu. Czysta woda i roztwory obojętne zawierają 1 litr w 1 litrze. 10 7 moli jonów H+, a wartość pH wynosi 7. W roztworach kwaśnych stężenie kationów H+ jest większe niż w czystej wodzie, a w roztworach zasadowych jest mniejsze. Zgodnie z tym zmienia się również wartość pH: w środowisku kwaśnym waha się od 0 do 7, a w środowisku zasadowym od 7 do 14. Zastosowanie wartości pH po raz pierwszy zaproponował duński chemik Pedera Sørensena.

Być może zauważyłeś, że wartość pH jest powiązana ze stężeniem jonów H+. Wyznaczanie pH jest bezpośrednio związane z obliczaniem logarytmu liczby, którą będziesz uczyć się na lekcjach matematyki w 11. klasie. Jednak związek między zawartością jonów w roztworze a wartością pH można prześledzić według następującego schematu:

Wartość pH roztworów wodnych większości substancji i roztworów naturalnych mieści się w zakresie od 1 do 13 (ryc. 11.2).

Ryż. 11.2. Wartość pH różnych roztworów naturalnych i sztucznych

Søren Peder Laurits Sørensen

Duński fizykochemik i biochemik, prezes Królewskiego Towarzystwa Duńskiego. Absolwent Uniwersytetu w Kopenhadze. W wieku 31 lat został profesorem Duńskiego Instytutu Politechnicznego. Kierował prestiżowym laboratorium fizykochemicznym w browarze Carlsberg w Kopenhadze, gdzie dokonał swoich głównych odkryć naukowych. Jego główna działalność naukowa poświęcona była teorii roztworów: wprowadził pojęcie wartości pH i badał zależność aktywności enzymów od kwasowości roztworów. Za swoje osiągnięcia naukowe Sørensen znalazł się na liście „100 wybitnych chemików XX wieku”, ale w historii nauki pozostał przede wszystkim jako naukowiec, który wprowadził pojęcia „pH” i „pH-metry”.

Oznaczanie średniej kwasowości

Aby określić kwasowość roztworu w laboratoriach, najczęściej stosuje się uniwersalny wskaźnik (ryc. 11.3). Po jego kolorze można określić nie tylko obecność kwasu lub zasady, ale także wartość pH roztworu z dokładnością do 0,5. Aby dokładniej zmierzyć pH, istnieją specjalne urządzenia - pH-metry (ryc. 11.4). Pozwalają określić pH roztworu z dokładnością do 0,001-0,01.

Za pomocą wskaźników lub pehametrów można monitorować przebieg reakcji chemicznych. Na przykład, jeśli do roztworu wodorotlenku sodu doda się kwas chlorkowy, nastąpi reakcja zobojętniania:

Ryż. 11.3. Uniwersalny wskaźnik określa przybliżoną wartość pH

Ryż. 11.4. Do pomiaru pH roztworów stosuje się specjalne urządzenia - pehametry: a - laboratoryjne (stacjonarne); b - przenośny

W tym przypadku roztwory odczynników i produktów reakcji są bezbarwne. Jeśli elektrodę pehametru umieści się w początkowym roztworze alkalicznym, wówczas całkowite zobojętnienie zasady przez kwas można ocenić na podstawie wartości pH powstałego roztworu.

Zastosowanie wskaźnika pH

Określanie kwasowości roztworów ma ogromne znaczenie praktyczne w wielu dziedzinach nauki, przemysłu i innych dziedzinach życia człowieka.

Ekolodzy regularnie mierzą pH wód deszczowych, rzek i jezior. Gwałtowny wzrost kwasowości wód naturalnych może być konsekwencją zanieczyszczeń atmosferycznych lub przedostania się ścieków przemysłowych do zbiorników wodnych (ryc. 11.5). Zmiany takie pociągają za sobą śmierć roślin, ryb i innych mieszkańców zbiorników wodnych.

Indeks wodorowy jest bardzo ważny w badaniu i obserwacji procesów zachodzących w organizmach żywych, ponieważ w komórkach zachodzą liczne reakcje chemiczne. W diagnostyce klinicznej określa się pH osocza krwi, moczu, soku żołądkowego itp. (ryc. 11.6). Normalne pH krwi wynosi od 7,35 do 7,45. Nawet niewielka zmiana pH ludzkiej krwi powoduje poważną chorobę, a przy pH = 7,1 i niższym rozpoczynają się nieodwracalne zmiany, które mogą prowadzić do śmierci.

W przypadku większości roślin ważna jest kwasowość gleby, dlatego agronomowie z wyprzedzeniem przeprowadzają analizy gleby, określając ich pH (ryc. 11.7). Jeśli kwasowość jest zbyt wysoka dla danej uprawy, glebę wapnuje się dodając kredę lub wapno.

W przemyśle spożywczym wskaźniki kwasowo-zasadowe służą do kontroli jakości produktów spożywczych (ryc. 11.8). Na przykład normalne pH mleka wynosi 6,8. Odchylenie od tej wartości wskazuje na obecność obcych zanieczyszczeń lub jego zakwaszenie.

Ryż. 11,5. Wpływ poziomu pH wody w zbiornikach na aktywność życiową roślin w nich występujących

Wartość pH kosmetyków, których używamy na co dzień jest istotna. Średnie pH ludzkiej skóry wynosi 5,5. Kontakt skóry z produktami, których kwasowość znacznie różni się od tej wartości, doprowadzi do przedwczesnego starzenia się skóry, jej uszkodzeń lub stanów zapalnych. Zaobserwowano, że u praczek, które przez dłuższy czas do prania używały zwykłego mydła do prania (pH = 8-10) lub sody oczyszczonej (Na 2 CO 3, pH = 12-13), skóra dłoni stawała się bardzo sucha i pokryta naskórkiem. pęknięcia. Dlatego bardzo ważne jest stosowanie różnorodnych kosmetyków (żeli, kremów, szamponów itp.) o pH zbliżonym do naturalnego pH skóry.

DOŚWIADCZENIA LABORATORYJNE nr 1-3

Wyposażenie: stojak z probówkami, pipeta.

Odczynniki: woda, kwas chlorkowy, NaCl, roztwory NaOH, ocet stołowy, wskaźnik uniwersalny (roztwór lub papier wskaźnikowy), produkty spożywcze i kosmetyczne (np. cytryna, szampon, pasta do zębów, proszek do prania, napoje gazowane, soki itp.) .

Zasady bezpieczeństwa:

Do eksperymentów używaj małych ilości odczynników;

Należy uważać, aby odczynniki nie dostały się na skórę ani do oczu; Jeżeli do wnętrza dostanie się substancja żrąca, należy ją zmyć dużą ilością wody.

Oznaczanie jonów wodorowych i jonów wodorotlenkowych w roztworach. Ustalanie przybliżonej wartości pH wody, roztworów zasadowych i kwaśnych

1. Wlać 1-2 ml do pięciu probówek: do probówki nr 1 - woda, nr 2 - kwas chlorkowy, nr 3 - roztwór chlorku sodu, nr 4 - roztwór wodorotlenku sodu i nr 5 - ocet stołowy .

2. Do każdej probówki dodać 2-3 krople uniwersalnego roztworu wskaźnikowego lub opuścić bibułkę wskaźnikową. Określ pH roztworów, porównując kolor wskaźnika na standardowej skali. Wyciągnij wnioski na temat obecności kationów wodorowych lub jonów wodorotlenkowych w każdej probówce. Zapisz równania dysocjacji tych związków.

Badanie pH produktów spożywczych i kosmetycznych

Badanie próbek produktów spożywczych i kosmetycznych za pomocą uniwersalnego wskaźnika. Aby zbadać substancje suche, np. proszek do prania, należy je rozpuścić w niewielkiej ilości wody (1 szpatułka suchej substancji na 0,5-1 ml wody). Określ pH roztworów. Wyciągnij wnioski na temat kwasowości środowiska w każdym z badanych produktów.

Kluczowy pomysł

Pytania kontrolne

130. Obecność jakich jonów w roztworze decyduje o jego kwasowości?

131. Jakich jonów występuje w nadmiarze w roztworach kwasowych? w alkaliach?

132. Jaki wskaźnik ilościowo opisuje kwasowość roztworów?

133. Jaka jest wartość pH i zawartość jonów H+ w roztworach: a) obojętnym; b) słabo kwaśny; c) lekko zasadowy; d) silnie kwaśny; e) silnie zasadowy?

Zadania na opanowanie materiału

134. Wodny roztwór określonej substancji ma środowisko zasadowe. Których jonów jest więcej w tym roztworze: H+ czy OH -?

135. Dwie probówki zawierają roztwory kwasu azotanowego i azotanu potasu. Jakich wskaźników można użyć do określenia, która probówka zawiera roztwór soli?

136. Trzy probówki zawierają roztwory wodorotlenku baru, kwasu azotanowego i azotanu wapnia. Jak rozpoznać te roztwory za pomocą jednego odczynnika?

137. Z powyższej listy wypisz oddzielnie wzory substancji, których roztwory mają środowisko: a) kwaśne; b) zasadowy; c) neutralny. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3, H 3 PO 4, H 2 SO 4, Ba(OH) 2, H 2 S, KNO 3.

138. Woda deszczowa ma pH = 5,6. Co to znaczy? Jaka substancja zawarta w powietrzu po rozpuszczeniu w wodzie decyduje o kwasowości środowiska?

139. Jakie środowisko (kwaśne czy zasadowe): a) w roztworze szamponu (pH = 5,5);

b) we krwi osoby zdrowej (pH = 7,4); c) w soku żołądkowym człowieka (pH = 1,5); d) w ślinie (pH = 7,0)?

140. Węgiel używany w elektrowniach cieplnych zawiera związki azotu i siarki. Uwalnianie produktów spalania węgla do atmosfery powoduje powstawanie tzw. kwaśnych deszczów zawierających niewielkie ilości kwasów azotanowych lub siarczynowych. Jakie wartości pH są typowe dla takiej wody deszczowej: więcej niż 7 czy mniej niż 7?

141. Czy pH roztworu mocnego kwasu zależy od jego stężenia? Uzasadnij swoją odpowiedź.

142. Do roztworu zawierającego 1 mol wodorotlenku potasu dodano roztwór fenoloftaleiny. Czy zmieni się kolor tego roztworu, jeśli doda się do niego kwas chlorkowy w ilości: a) 0,5 mola; b) 1 mol;

c) 1,5 mola?

143. Trzy nieoznakowane probówki zawierają bezbarwne roztwory siarczanu sodu, wodorotlenku sodu i kwasu siarczanowego. Dla wszystkich roztworów zmierzono wartość pH: w pierwszej probówce – 2,3, w drugiej – 12,6, w trzeciej – 6,9. Która probówka zawiera jaką substancję?

144. Student kupił w aptece wodę destylowaną. Pehametr wykazał, że wartość pH tej wody wynosiła 6,0. Następnie uczeń długo gotował tę wodę, napełnił pojemnik gorącą wodą do pełna i zamknął pokrywkę. Gdy woda ostygła do temperatury pokojowej, pehametr wykrył wartość 7,0. Następnie uczeń przepuścił powietrze przez wodę za pomocą słomki, a pH-metr ponownie pokazał 6,0. Jak można wyjaśnić wyniki tych pomiarów pH?

145. Dlaczego Twoim zdaniem dwie butelki octu tego samego producenta mogą zawierać roztwory o nieco innych wartościach pH?

To jest materiał podręcznikowy

LICZBA WODORU (PH). Jedną z najważniejszych właściwości roztworów wodnych jest ich kwasowość (lub zasadowość), która jest określona przez stężenie jonów H+ i OH – ( cm. Dysocjacja ELEKTROLITYCZNA. ELEKTROLITY). Stężenia tych jonów w roztworach wodnych są powiązane prostą zależnością = DO w ; (nawiasy kwadratowe zwykle wskazują stężenie w jednostkach mol/l). Ilość Kw nazywana jest iloczynem jonowym wody i jest stała w danej temperaturze. Zatem w temperaturze 0 o C wynosi ona 0,11 H 10 –14, w 20 o C – 0,69 H 10 –14, a w 100 o C – 55,0 H 10 –14. Najczęściej używanym znaczeniem jest K w w temperaturze 25 o C, co równa się 1,00H 10 –14. W absolutnie czystej wodzie, która nie zawiera nawet rozpuszczonych gazów, stężenia jonów H + i OH – są równe (roztwór jest obojętny). W pozostałych przypadkach stężenia te nie pokrywają się: w roztworach kwaśnych przeważają jony H+, w roztworach zasadowych przeważają jony OH –. Ale ich produkt w dowolnym roztworze wodnym jest stały. Dlatego jeśli zwiększysz stężenie jednego z tych jonów, stężenie drugiego jonu zmniejszy się o tę samą ilość. Zatem w roztworze słabego kwasu, w którym = 10 –5 mol/l, = 10 –9 mol/l, a ich iloczyn nadal wynosi 10 –14. Podobnie w roztworze zasadowym przy = 3,7H 10 –3 mol/l = 10 –14 /3,7H 10 –3 = 2,7H 10 –11 mol/l.

Z powyższego wynika, że ​​kwasowość roztworu można jednoznacznie wyrazić poprzez wskazanie stężenia w nim samych jonów wodorowych. Na przykład w czystej wodzie = 10 –7 mol/l. W praktyce operowanie takimi liczbami jest niewygodne. Ponadto stężenia jonów H + w roztworach mogą różnić się setki bilionów razy - od około 10–15 mol/l (roztwory silnie alkaliczne) do 10 mol/l (stężony kwas solny), czego nie da się przedstawić na żadnym wykres. Dlatego od dawna uzgodniono, że w przypadku stężenia jonów wodorowych w roztworze należy wskazać jedynie wykładnik liczby 10, wzięty z przeciwnym znakiem; W tym celu stężenie należy wyrazić jako potęgę 10x, bez mnożnika, np. 3,7H 10 –3 = 10 –2,43. (W celu dokładniejszych obliczeń, szczególnie w roztworach stężonych, zamiast stężenia jonów stosuje się ich aktywność.) Wykładnik ten nazywany jest wykładnikiem wodoru, a w skrócie pH – od oznaczenia wodoru i niemieckiego słowa Potenz – stopień matematyczny. Zatem z definicji pH = –log[H + ]; wartość ta może zmieniać się w małych granicach – tylko od –1 do 15 (a częściej – od 0 do 14). W tym przypadku zmiana stężenia jonów H + 10-krotna odpowiada zmianie pH o jedną jednostkę. Oznaczenie pH zostało wprowadzone do użytku naukowego w 1909 roku przez duńskiego fizykochemika i biochemika S.P.L. Sørensena, który w tym czasie badał procesy zachodzące podczas fermentacji słodu piwnego i ich zależność od kwasowości podłoża.

W temperaturze pokojowej w roztworach obojętnych pH = 7, w roztworach kwaśnych pH< 7, а в щелочных рН >7. Przybliżoną wartość pH roztworu wodnego można określić za pomocą wskaźników. Na przykład oranż metylowy przy pH< 3,1 имеет красный цвет, а при рН >4,4 – żółty; lakmus w pH< 6,1 красный, а при рН >8 – niebieski itp. Dokładniej (do setnych części) wartość pH można określić za pomocą specjalnych urządzeń - pehametrów. Takie urządzenia mierzą potencjał elektryczny specjalnej elektrody zanurzonej w roztworze; potencjał ten zależy od stężenia jonów wodoru w roztworze i można go zmierzyć z dużą dokładnością.

Interesujące jest porównanie wartości pH roztworów różnych kwasów, zasad, soli (w stężeniu 0,1 mol/l), a także niektórych mieszanin i obiektów naturalnych. Dla związków słabo rozpuszczalnych oznaczonych gwiazdką podaje się pH roztworów nasyconych.

Tabela pozwala na dokonanie szeregu ciekawych obserwacji. Na przykład wartości pH natychmiast wskazują względną moc kwasów i zasad. Silna zmiana w środowisku obojętnym jest również wyraźnie widoczna w wyniku hydrolizy soli utworzonych przez słabe kwasy i zasady, a także podczas dysocjacji soli kwaśnych.

Woda naturalna zawsze ma odczyn kwaśny (pH< 7) из-за того, что в ней растворен углекислый газ; при его реакции с водой образуется кислота: СО 2 + Н 2 О « Н + + НСО 3 2– . Если насытить воду углекислым газом при атмосферном давлении, рН полученной «газировки» будет равен 3,7; такую кислотность имеет примерно 0,0007%-ный раствор соляной кислоты – желудочный сок намного кислее! Но даже если повысить давление CO 2 над раствором до 20 атм, значение pH не опускается ниже 3,3. Это значит, что газированную воду (в умеренных количествах, конечно) можно пить без вреда для здоровья, даже если она насыщена углекислым газом.

Pewne wartości pH są niezwykle ważne dla życia organizmów żywych. Procesy biochemiczne w nich muszą zachodzić przy ściśle określonej kwasowości. Katalizatory biologiczne - enzymy są w stanie pracować tylko w określonych granicach pH, ​​a po przekroczeniu tych granic ich aktywność może gwałtownie spaść. Na przykład aktywność enzymu pepsyny, który katalizuje hydrolizę białek, a tym samym wspomaga trawienie pokarmów białkowych w żołądku, jest maksymalna przy wartości pH około 2. Dlatego do normalnego trawienia konieczne jest picie soku żołądkowego mają dość niskie wartości pH: zwykle 1,53–1 67. Przy wrzodzie żołądka pH spada średnio do 1,48, a przy wrzodzie dwunastnicy może osiągnąć nawet 105. Dokładną wartość pH soku żołądkowego określa się poprzez badanie dożołądkowe (sondą pH). Jeśli dana osoba ma niską kwasowość, lekarz może zalecić przyjmowanie słabego roztworu kwasu solnego z jedzeniem, a jeśli występuje zwiększona kwasowość, należy przyjmować leki zobojętniające kwas, na przykład wodorotlenki magnezu lub glinu. Co ciekawe, jeśli wypijesz sok z cytryny, kwasowość soku żołądkowego… zmniejszy się! Rzeczywiście, roztwór kwasu cytrynowego rozcieńczy jedynie silniejszy kwas solny zawarty w soku żołądkowym.

W komórkach organizmu pH wynosi około 7, w płynie pozakomórkowym 7,4. Zakończenia nerwowe znajdujące się na zewnątrz komórek są bardzo wrażliwe na zmiany pH. Kiedy tkanki ulegają uszkodzeniu mechanicznemu lub termicznemu, ściany komórkowe ulegają zniszczeniu, a ich zawartość dociera do zakończeń nerwowych. W rezultacie osoba odczuwa ból. Skandynawski badacz Olaf Lindahl przeprowadził następujący eksperyment: za pomocą specjalnego bezigłowego iniektora wstrzyknięto w skórę człowieka bardzo cienki strumień roztworu, który nie uszkadzał komórek, ale działał na zakończenia nerwowe. Wykazano, że ból powodują kationy wodoru, a wraz ze spadkiem pH roztworu ból się nasila. Podobnie roztwór kwasu mrówkowego, który wstrzykuje się pod skórę przez użądające owady lub pokrzywy, bezpośrednio „działa na nerwy”. Różne wartości pH tkanek wyjaśniają również, dlaczego przy niektórych stanach zapalnych osoba odczuwa ból, a przy innych nie.

Co ciekawe, szczególnie silny ból powodowało wstrzykiwanie pod skórę czystej wody. To dziwne na pierwszy rzut oka zjawisko można wytłumaczyć w następujący sposób: komórki w kontakcie z czystą wodą, pod wpływem ciśnienia osmotycznego, pękają, a ich zawartość wpływa na zakończenia nerwowe.

Wartość pH krwi musi mieścić się w bardzo wąskich granicach; nawet lekkie zakwaszenie (kwasica) lub alkalizacja (zasadowica) może doprowadzić do śmierci organizmu. Kwasicę obserwuje się w chorobach takich jak zapalenie oskrzeli, niewydolność krążenia, nowotwory płuc, zapalenie płuc, cukrzyca, gorączka, uszkodzenie nerek i jelit. Alkoloza objawia się hiperwentylacją płuc (lub wdychaniem czystego tlenu), anemią, zatruciem CO, histerią, guzem mózgu, nadmiernym spożyciem sody oczyszczonej lub alkalicznych wód mineralnych oraz przyjmowaniem leków moczopędnych. Co ciekawe, pH krwi tętniczej powinno zwykle mieścić się w przedziale 7,37–7,45, a krwi żylnej – 7,34–7,43. Różne mikroorganizmy są również bardzo wrażliwe na kwasowość środowiska. Zatem drobnoustroje chorobotwórcze rozwijają się szybko w środowisku lekko zasadowym, nie mogą natomiast wytrzymać środowiska kwaśnego. Dlatego do konserwowania (marynowania, solenia) produktów z reguły stosuje się roztwory kwaśne, dodając do nich ocet lub kwasy spożywcze. Właściwy dobór pH ma także duże znaczenie w chemicznych procesach technologicznych.

Utrzymanie pożądanej wartości pH i zapobieganie jej zauważalnym odchyleniom w tę czy inną stronę przy zmianie warunków możliwe jest poprzez zastosowanie tzw. roztworów buforowych (od ang. buff - soft Shocks). Takie roztwory są często mieszaniną słabego kwasu i jego soli lub słabej zasady i jej soli. Roztwory takie „opierają się” w pewnych granicach (tzw. pojemności buforowej) próbom zmiany ich pH. Na przykład, jeśli spróbujesz lekko zakwasić mieszaninę kwasu octowego i octanu sodu, wówczas jony octanowe zwiążą nadmiar jonów H + w lekko zdysocjowany kwas octowy, a pH roztworu prawie się nie zmieni (jest dużo jonów octanowych w roztworze buforowym, gdyż powstają w wyniku całkowitej dysocjacji octanu sodu). Natomiast jeśli do takiego roztworu dodamy odrobinę zasady, nadmiar jonów OH – zostanie zneutralizowany kwasem octowym przy zachowaniu wartości pH. Inne roztwory buforowe działają podobnie, każdy z nich utrzymuje określoną wartość pH. Roztwory kwaśnych soli kwasu fosforowego i słabych kwasów organicznych - szczawiowego, winowego, cytrynowego, ftalowego itp. również mają działanie buforujące. Specyficzna wartość pH roztworu buforowego zależy od stężenia składników buforu. Zatem bufor octanowy pozwala utrzymać pH roztworu w zakresie 3,8–6,3; fosforan (mieszanina KH 2 PO 4 i Na 2 HPO 4) - w zakresie 4,8 - 7,0, boran (mieszanina Na 2 B 4 O 7 i NaOH) - w zakresie 9,2-11 itd.

Wiele naturalnych płynów ma właściwości buforujące. Przykładem jest woda oceaniczna, której właściwości buforujące wynikają w dużej mierze z rozpuszczonego dwutlenku węgla i jonów wodorowęglanowych HCO 3 -. Źródłem tego ostatniego, oprócz CO 2, są ogromne ilości węglanu wapnia w postaci muszli, kredy i osadów wapiennych w oceanie. Co ciekawe, aktywność fotosyntetyczna planktonu, jednego z głównych dostawców tlenu do atmosfery, prowadzi do wzrostu pH środowiska. Dzieje się to zgodnie z zasadą Le Chateliera w wyniku przesunięcia równowagi podczas absorpcji rozpuszczonego dwutlenku węgla: 2H + + CO 3 2 – „ H + + HCO 3 – „ H 2 CO 3 „ H 2 O + CO 2. Kiedy CO 2 + H 2 O + hv ® 1/n(CH 2 O) n + O 2 zostanie usunięte z roztworu podczas fotosyntezy, równowaga przesuwa się w prawo, a środowisko staje się bardziej zasadowe. W komórkach organizmu uwodnienie CO2 jest katalizowane przez enzym anhydrazę węglanową.

Płyn komórkowy i krew są również przykładami naturalnych roztworów buforowych. Zatem krew zawiera około 0,025 mol/l dwutlenku węgla, a jego zawartość u mężczyzn jest o około 5% większa niż u kobiet. Stężenie jonów wodorowęglanowych we krwi jest w przybliżeniu takie samo (jest ich też więcej u mężczyzn).

Podczas badania gleby pH jest jedną z najważniejszych cech. Różne gleby mogą mieć pH od 4,5 do 10. W szczególności wartość pH można wykorzystać do oceny zawartości składników odżywczych w glebie, a także tego, które rośliny mogą pomyślnie rosnąć w danej glebie. Na przykład wzrost fasoli, sałaty i czarnych porzeczek jest utrudniony, gdy pH gleby jest poniżej 6,0; kapusta – poniżej 5,4; jabłonie – poniżej 5,0; ziemniaki – poniżej 4,9. Gleby kwaśne są na ogół mniej bogate w składniki odżywcze, ponieważ są mniej zdolne do zatrzymywania kationów metali potrzebnych roślinom. Na przykład jony wodoru dostające się do gleby wypierają z niej związane jony Ca 2+. Natomiast jony glinu wyparte ze skał gliniastych (glinokrzemianowych) w wysokich stężeniach są toksyczne dla upraw rolnych.

Do odtleniania gleb kwaśnych stosuje się wapnowanie – dodawanie substancji stopniowo wiążących nadmiar kwasu. Taką substancją mogą być naturalne minerały - kreda, wapień, dolomit, a także wapno, żużel z zakładów metalurgicznych. Ilość zastosowanego odtleniacza zależy od pojemności buforowej gleby. Na przykład wapnowanie gleby gliniastej wymaga większej ilości substancji odtleniających niż gleby piaszczystej.

Duże znaczenie mają pomiary pH wody deszczowej, która może być dość kwaśna ze względu na obecność w niej kwasów siarkowego i azotowego. Kwasy te powstają w atmosferze z tlenków azotu i siarki (IV), które są emitowane wraz ze odpadami z wielu gałęzi przemysłu, transportu, kotłowni i elektrociepłowni. Wiadomo, że kwaśne deszcze o niskim pH (poniżej 5,6) niszczą roślinność i świat żywy zbiorników wodnych. Dlatego też pH wody deszczowej jest stale monitorowane.

Ilia Leenson

Indeks wodorowy – pH – jest miarą aktywności (w przypadku roztworów rozcieńczonych odzwierciedla stężenie) jonów wodorowych w roztworze, wyrażającą ilościowo jego kwasowość, liczoną jako ujemny (przyjmowany ze znakiem przeciwnym) logarytm dziesiętny aktywność jonów wodorowych wyrażona w molach na litr.

pH = – log

Koncepcję tę wprowadził w 1909 roku duński chemik Sørensen. Wskaźnik nazywa się pH, od pierwszych liter łacińskich słów potentia wodorui – siła wodoru, lub pondus wodoru – masa wodoru.

Odwrotna wartość pH jest nieco mniej rozpowszechniona - wskaźnik zasadowości roztworu, pOH, równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu stężenia jonów OH w roztworze:

рОН = – log

W czystej wodzie o temperaturze 25°C stężenia jonów wodorowych () i jonów wodorotlenkowych () są takie same i wynoszą 10 -7 mol/l, co bezpośrednio wynika ze stałej autoprotolizy wody K w, zwanej inaczej produkt jonowy wody:

K w = =10 –14 [mol 2 /l 2 ] (w 25°C)

pH + pH = 14

Jeżeli stężenia obu typów jonów w roztworze są takie same, mówimy, że roztwór jest obojętny. Gdy do wody dodaje się kwas, stężenie jonów wodorowych wzrasta, a stężenie jonów wodorotlenkowych odpowiednio maleje, gdy dodaje się zasadę, i odwrotnie, zawartość jonów wodorotlenkowych wzrasta, a stężenie jonów wodorowych maleje. Kiedy > roztwór nazywamy kwaśnym, a kiedy > zasadowym.

Oznaczanie pH

Szeroko stosuje się kilka metod określania wartości pH roztworów.

1) Wartość pH można w przybliżeniu oszacować za pomocą wskaźników, dokładnie zmierzyć pH-metrem lub wyznaczyć analitycznie, wykonując miareczkowanie kwasowo-zasadowe.

Do przybliżonego oszacowania stężenia jonów wodorowych powszechnie stosuje się wskaźniki kwasowo-zasadowe – organiczne substancje barwiące, których kolor zależy od pH ośrodka. Do najbardziej znanych wskaźników należą lakmus, fenoloftaleina, oranż metylowy (oranż metylowy) i inne. Wskaźniki mogą występować w dwóch wersjach kolorystycznych – kwasowej lub zasadowej. Zmiana koloru każdego wskaźnika następuje w jego własnym zakresie kwasowości, zwykle 1-2 jednostki (patrz tabela 1, lekcja 2).

Aby rozszerzyć zakres roboczy pomiarów pH, stosuje się tzw. wskaźnik uniwersalny, będący mieszaniną kilku wskaźników. Uniwersalny wskaźnik zmienia sekwencyjnie kolor z czerwonego, żółtego, zielonego, niebieskiego na fioletowy podczas przechodzenia z obszaru kwaśnego do zasadowego. Określenie pH metodą wskaźnikową jest trudne w przypadku roztworów mętnych lub kolorowych.

2) Analityczna metoda wolumetryczna - miareczkowanie kwasowo-zasadowe - daje również dokładne wyniki w celu określenia całkowitej kwasowości roztworów. Do roztworu badawczego wkrapla się roztwór o znanym stężeniu (titrant). Po ich zmieszaniu następuje reakcja chemiczna. Punkt równoważności – moment, w którym jest dokładnie wystarczająca ilość titranta do całkowitego zakończenia reakcji – rejestruje się za pomocą wskaźnika. Następnie, znając stężenie i objętość dodanego roztworu titranta, oblicza się kwasowość całkowitą roztworu.

Kwasowość środowiska jest ważna dla wielu procesów chemicznych, a możliwość lub wynik konkretnej reakcji często zależy od pH środowiska. Aby utrzymać określoną wartość pH w układzie reakcyjnym podczas badań laboratoryjnych lub w produkcji, stosuje się roztwory buforowe, które pozwalają na utrzymanie prawie stałej wartości pH po rozcieńczeniu lub po dodaniu do roztworu niewielkich ilości kwasu lub zasady.

Wartość pH jest szeroko stosowana do charakteryzowania właściwości kwasowo-zasadowych różnych mediów biologicznych (Tabela 2).

Kwasowość środowiska reakcji ma szczególne znaczenie dla reakcji biochemicznych zachodzących w organizmach żywych. Stężenie jonów wodorowych w roztworze często wpływa na właściwości fizykochemiczne oraz aktywność biologiczną białek i kwasów nukleinowych, dlatego dla prawidłowego funkcjonowania organizmu utrzymanie homeostazy kwasowo-zasadowej jest zadaniem o wyjątkowym znaczeniu. Dynamiczne utrzymanie optymalnego pH płynów biologicznych osiągane jest poprzez działanie układów buforowych.

3) Zastosowanie specjalnego urządzenia - pehametru - pozwala zmierzyć pH w szerszym zakresie i dokładniej (do 0,01 jednostki pH) niż przy użyciu wskaźników, jest wygodne i bardzo dokładne, pozwala zmierzyć pH opakera i kolorowe roztwory i dlatego są szeroko stosowane.

Za pomocą pehametru dokonuje się pomiaru stężenia jonów wodorowych (pH) w roztworach, wodzie pitnej, produktach i surowcach spożywczych, obiektach środowiskowych i systemach produkcyjnych w celu ciągłego monitorowania procesów technologicznych, w tym w środowiskach agresywnych.

Pehametr jest niezbędny do sprzętowego monitorowania roztworów pH do separacji uranu i plutonu, gdy wymagania dotyczące poprawności odczytów urządzeń bez kalibracji są niezwykle wysokie.

Urządzenie może być stosowane w laboratoriach stacjonarnych i mobilnych, w tym terenowych, a także w laboratoriach diagnostyki klinicznej, kryminalistycznej, badawczej i produkcyjnej, m.in. w przemyśle mięsnym, mleczarskim i piekarniczym.

W ostatnim czasie pH-metry znalazły szerokie zastosowanie również w gospodarstwach akwariowych, monitorując jakość wody w warunkach bytowych, rolnictwie (szczególnie w hydroponice), a także do monitorowania diagnostyki zdrowotnej.

Tabela 2. Wartości pH dla niektórych układów biologicznych i innych roztworów

Indeks wodorowy – pH – jest miarą aktywności (w przypadku roztworów rozcieńczonych odzwierciedla stężenie) jonów wodorowych w roztworze, wyrażającą ilościowo jego kwasowość, liczoną jako ujemny (przyjmowany ze znakiem przeciwnym) logarytm dziesiętny aktywność jonów wodorowych wyrażona w molach na litr.

pH = – log

Koncepcję tę wprowadził w 1909 roku duński chemik Sørensen. Wskaźnik nazywa się pH, od pierwszych liter łacińskich słów potentia wodorui – siła wodoru, lub pondus wodoru – masa wodoru.

Odwrotna wartość pH jest nieco mniej rozpowszechniona - wskaźnik zasadowości roztworu, pOH, równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu stężenia jonów OH w roztworze:

рОН = – log

W czystej wodzie o temperaturze 25°C stężenia jonów wodorowych () i jonów wodorotlenkowych () są takie same i wynoszą 10 -7 mol/l, co bezpośrednio wynika ze stałej autoprotolizy wody K w, zwanej inaczej produkt jonowy wody:

K w = =10 –14 [mol 2 /l 2 ] (w 25°C)

pH + pH = 14

Jeżeli stężenia obu typów jonów w roztworze są takie same, mówimy, że roztwór jest obojętny. Gdy do wody dodaje się kwas, stężenie jonów wodorowych wzrasta, a stężenie jonów wodorotlenkowych odpowiednio maleje, gdy dodaje się zasadę, i odwrotnie, zawartość jonów wodorotlenkowych wzrasta, a stężenie jonów wodorowych maleje. Kiedy > roztwór nazywamy kwaśnym, a kiedy > zasadowym.

Oznaczanie pH

Szeroko stosuje się kilka metod określania wartości pH roztworów.

1) Wartość pH można w przybliżeniu oszacować za pomocą wskaźników, dokładnie zmierzyć pH-metrem lub wyznaczyć analitycznie, wykonując miareczkowanie kwasowo-zasadowe.

Do przybliżonego oszacowania stężenia jonów wodorowych powszechnie stosuje się wskaźniki kwasowo-zasadowe – organiczne substancje barwiące, których kolor zależy od pH ośrodka. Do najbardziej znanych wskaźników należą lakmus, fenoloftaleina, oranż metylowy (oranż metylowy) i inne. Wskaźniki mogą występować w dwóch wersjach kolorystycznych – kwasowej lub zasadowej. Zmiana koloru każdego wskaźnika następuje w jego własnym zakresie kwasowości, zwykle 1-2 jednostki (patrz tabela 1, lekcja 2).

Aby rozszerzyć zakres roboczy pomiarów pH, stosuje się tzw. wskaźnik uniwersalny, będący mieszaniną kilku wskaźników. Uniwersalny wskaźnik zmienia sekwencyjnie kolor z czerwonego, żółtego, zielonego, niebieskiego na fioletowy podczas przechodzenia z obszaru kwaśnego do zasadowego. Określenie pH metodą wskaźnikową jest trudne w przypadku roztworów mętnych lub kolorowych.

2) Analityczna metoda wolumetryczna - miareczkowanie kwasowo-zasadowe - daje również dokładne wyniki w celu określenia całkowitej kwasowości roztworów. Do roztworu badawczego wkrapla się roztwór o znanym stężeniu (titrant). Po ich zmieszaniu następuje reakcja chemiczna. Punkt równoważności – moment, w którym jest dokładnie wystarczająca ilość titranta do całkowitego zakończenia reakcji – rejestruje się za pomocą wskaźnika. Następnie, znając stężenie i objętość dodanego roztworu titranta, oblicza się kwasowość całkowitą roztworu.

Kwasowość środowiska jest ważna dla wielu procesów chemicznych, a możliwość lub wynik konkretnej reakcji często zależy od pH środowiska. Aby utrzymać określoną wartość pH w układzie reakcyjnym podczas badań laboratoryjnych lub w produkcji, stosuje się roztwory buforowe, które pozwalają na utrzymanie prawie stałej wartości pH po rozcieńczeniu lub po dodaniu do roztworu niewielkich ilości kwasu lub zasady.

Wartość pH jest szeroko stosowana do charakteryzowania właściwości kwasowo-zasadowych różnych mediów biologicznych (Tabela 2).

Kwasowość środowiska reakcji ma szczególne znaczenie dla reakcji biochemicznych zachodzących w organizmach żywych. Stężenie jonów wodorowych w roztworze często wpływa na właściwości fizykochemiczne oraz aktywność biologiczną białek i kwasów nukleinowych, dlatego dla prawidłowego funkcjonowania organizmu utrzymanie homeostazy kwasowo-zasadowej jest zadaniem o wyjątkowym znaczeniu. Dynamiczne utrzymanie optymalnego pH płynów biologicznych osiągane jest poprzez działanie układów buforowych.

3) Zastosowanie specjalnego urządzenia - pehametru - pozwala zmierzyć pH w szerszym zakresie i dokładniej (do 0,01 jednostki pH) niż przy użyciu wskaźników, jest wygodne i bardzo dokładne, pozwala zmierzyć pH opakera i kolorowe roztwory i dlatego są szeroko stosowane.

Za pomocą pehametru dokonuje się pomiaru stężenia jonów wodorowych (pH) w roztworach, wodzie pitnej, produktach i surowcach spożywczych, obiektach środowiskowych i systemach produkcyjnych w celu ciągłego monitorowania procesów technologicznych, w tym w środowiskach agresywnych.

Pehametr jest niezbędny do sprzętowego monitorowania roztworów pH do separacji uranu i plutonu, gdy wymagania dotyczące poprawności odczytów urządzeń bez kalibracji są niezwykle wysokie.

Urządzenie może być stosowane w laboratoriach stacjonarnych i mobilnych, w tym terenowych, a także w laboratoriach diagnostyki klinicznej, kryminalistycznej, badawczej i produkcyjnej, m.in. w przemyśle mięsnym, mleczarskim i piekarniczym.

W ostatnim czasie pH-metry znalazły szerokie zastosowanie również w gospodarstwach akwariowych, monitorując jakość wody w warunkach bytowych, rolnictwie (szczególnie w hydroponice), a także do monitorowania diagnostyki zdrowotnej.

Tabela 2. Wartości pH dla niektórych układów biologicznych i innych roztworów

wartość PH (współczynnik pH) jest miarą aktywności jonów wodorowych w roztworze, wyrażającą ilościowo jego kwasowość. Kiedy pH nie jest na optymalnym poziomie, rośliny zaczynają tracić zdolność wchłaniania niektórych pierwiastków potrzebnych do zdrowego wzrostu. Wszystkie rośliny mają określony poziom pH, który pozwala im osiągnąć maksymalne rezultaty podczas uprawy. Większość roślin preferuje lekko kwaśne środowisko wzrostu (pomiędzy 5,5-6,5).

Indeks wodoru we wzorach

W bardzo rozcieńczonych roztworach pH jest równoważne stężeniu jonów wodorowych. Równa wielkość i przeciwny znak do logarytmu dziesiętnego aktywności jonów wodorowych, wyrażonej w molach na litr:

pH = -lg

W normalnych warunkach wartość pH waha się od 0 do 14. W czystej wodzie, przy obojętnym pH, stężenie H + jest równe stężeniu OH - i wynosi 1,10 -7 mol na litr. Maksymalna możliwa wartość pH jest definiowana jako suma pH i pOH i wynosi 14.

Wbrew powszechnemu przekonaniu pH może zmieniać się nie tylko w zakresie od 0 do 14, ale może również przekraczać te granice. Na przykład przy stężeniu jonów wodorowych = 10-15 mol/l, pH = 15, przy stężeniu jonów wodorotlenkowych 10 mol/l pOH = -1.

Ważne jest, aby zrozumieć! Skala pH jest logarytmiczna, co oznacza, że ​​każda zmiana jednostki równa się dziesięciokrotnej zmianie stężenia jonów wodorowych. Innymi słowy, roztwór o pH 6 jest dziesięciokrotnie bardziej kwaśny niż roztwór o pH 7, a roztwór o pH 5 będzie dziesięciokrotnie bardziej kwaśny niż roztwór o pH 6 i sto razy bardziej kwaśny niż roztwór o pH 7. Oznacza to, że jeśli regulujesz pH pożywki i musisz zmienić pH o dwa punkty (np. z 7,5 na 5,5), musisz użyć 10 razy więcej regulatora pH, niż gdybyś zmienił pH tylko o jeden punkt (od 7,5 do 6,5).

Metody oznaczania wartości pH

Szeroko stosuje się kilka metod określania wartości pH roztworów. Wartość pH można w przybliżeniu oszacować za pomocą wskaźników, dokładnie zmierzyć pehametrem lub wyznaczyć analitycznie, wykonując miareczkowanie kwasowo-zasadowe.

Wskaźniki kwasowo-zasadowe

Do przybliżonego oszacowania stężenia jonów wodorowych powszechnie stosuje się wskaźniki kwasowo-zasadowe – organiczne substancje barwiące, których kolor zależy od pH ośrodka. Do najbardziej znanych wskaźników należą lakmus, fenoloftaleina, oranż metylowy (oranż metylowy) i inne. Wskaźniki mogą występować w dwóch wersjach kolorystycznych – kwasowej lub zasadowej. Zmiana koloru każdego wskaźnika następuje w jego własnym zakresie kwasowości, zwykle 1-2 jednostki.

Uniwersalny wskaźnik

Aby rozszerzyć zakres roboczy pomiarów pH, stosuje się tzw. wskaźnik uniwersalny, będący mieszaniną kilku wskaźników. Uniwersalny wskaźnik zmienia sekwencyjnie kolor z czerwonego przez żółty, zielony, niebieski na fioletowy podczas przechodzenia z obszaru kwaśnego do zasadowego.

Roztwory takich mieszanin – „wskaźników uniwersalnych” – zazwyczaj impregnuje się paskami „papieru wskaźnikowego”, za pomocą których można szybko (z dokładnością do jednostek pH, a nawet dziesiątych części pH) określić kwasowość roztworów wodnych w trakcie studiów. W celu dokładniejszego określenia kolor bibuły wskaźnikowej uzyskany po nałożeniu kropli roztworu jest natychmiast porównywany z referencyjną skalą kolorów, której wygląd przedstawiono na zdjęciach.

Określenie pH metodą wskaźnikową jest trudne w przypadku roztworów mętnych lub kolorowych.

Biorąc pod uwagę fakt, że optymalne wartości pH dla pożywek w hydroponice mają bardzo wąski zakres (zwykle od 5,5 do 6,5), stosuję również inne kombinacje wskaźników. Przykładowo nasz ma zakres pracy i skalę od 4,0 do 8,0, co sprawia, że ​​taki test jest dokładniejszy w porównaniu z uniwersalnym papierkiem wskaźnikowym.

pH-metr

Zastosowanie specjalnego urządzenia – pehametru – pozwala na pomiar pH w szerszym zakresie i dokładniej (do 0,01 jednostki pH) niż przy użyciu wskaźników uniwersalnych. Metoda jest wygodna i bardzo dokładna, zwłaszcza po skalibrowaniu elektrody wskaźnikowej w wybranym zakresie pH. Umożliwia pomiar pH roztworów nieprzezroczystych i kolorowych i dlatego jest szeroko stosowany.

Analityczna metoda wolumetryczna

Analityczna metoda wolumetryczna - miareczkowanie kwasowo-zasadowe - zapewnia również dokładne wyniki w celu określenia kwasowości roztworów. Do roztworu badawczego wkrapla się roztwór o znanym stężeniu (titrant). Po ich zmieszaniu następuje reakcja chemiczna. Punkt równoważności – moment, w którym jest dokładnie wystarczająca ilość titranta do całkowitego zakończenia reakcji – rejestruje się za pomocą wskaźnika. Następnie, znając stężenie i objętość dodanego roztworu titranta, oblicza się kwasowość roztworu.

Wpływ temperatury na wartości pH

Wartość pH może zmieniać się w szerokim zakresie wraz ze zmianami temperatury. Zatem 0,001 molowy roztwór NaOH w temperaturze 20°C ma pH=11,73, a w temperaturze 30°C pH=10,83. Wpływ temperatury na wartości pH tłumaczy się różną dysocjacją jonów wodoru (H+) i nie jest błędem eksperymentalnym. Elektronika pehametru nie może skompensować wpływu temperatury.

Regulacja pH roztworu odżywczego

Zakwaszenie pożywki

Pożywkę zwykle należy zakwasić. Pobieranie jonów przez rośliny powoduje stopniową alkalizację roztworu. Każdy roztwór o pH 7 lub wyższym będzie najczęściej wymagał dostosowania do optymalnego pH. Do zakwaszania pożywki można zastosować różne kwasy. Najczęściej stosowany jest kwas siarkowy lub fosforowy. Lepszym rozwiązaniem dla roztworów hydroponicznych są dodatki buforujące takie jak i. Produkty te nie tylko doprowadzają wartości pH do optymalnego poziomu, ale także stabilizują je na długi okres.

Podczas regulacji pH zarówno kwasami, jak i zasadami należy nosić rękawice gumowe, aby uniknąć poparzeń skóry. Doświadczony chemik umiejętnie posługuje się stężonym kwasem siarkowym, dodając go kropla po kropli do wody. Ale dla początkujących hydroponistów może lepiej skontaktować się z doświadczonym chemikiem i poprosić go o przygotowanie 25% roztworu kwasu siarkowego. Dodając kwas, roztwór miesza się i określa jego pH. Gdy znasz przybliżoną ilość kwasu siarkowego, możesz dodać go z cylindra miarowego.

Kwas siarkowy należy dodawać małymi porcjami, aby nie zakwasić zbyt mocno roztworu, który trzeba będzie wówczas ponownie zalkalizować. U niedoświadczonego pracownika zakwaszanie i alkalizacja może trwać w nieskończoność. Oprócz marnowania czasu i odczynników, taka regulacja zaburza równowagę pożywki z powodu gromadzenia się niepotrzebnych dla roślin jonów.

Alkalizacja roztworu odżywczego

Roztwory zbyt kwaśne alkalizuje się wodorotlenkiem sodu (wodorotlenkiem sodu). Jak sama nazwa wskazuje, jest to substancja żrąca, dlatego należy używać rękawic gumowych. Zaleca się zakup wodorotlenku sodu w formie tabletek. W sklepach z chemią gospodarczą wodorotlenek sodu można kupić jako środek do czyszczenia odpływów, taki jak „Kret”. Jedną tabletkę rozpuścić w 0,5 litra wody i stopniowo dodawać zasadowy roztwór do pożywki, ciągle mieszając, często sprawdzając jej pH. Żadna ilość obliczeń matematycznych nie jest w stanie określić, ile kwasu lub zasady należy dodać w danym przypadku.

Jeśli chcemy wyhodować kilka roślin na jednej tacy, należy je dobrać tak, aby nie tylko pokrywało się ich optymalne pH, ale także zapotrzebowanie na inne czynniki wzrostu. Na przykład żółte żonkile i chryzantemy wymagają pH 6,8, ale różnych poziomów wilgotności, więc nie można ich uprawiać na tej samej tacy. Jeśli zapewnisz żonkilom taką samą ilość wilgoci jak chryzantemom, cebulki żonkili zgniją. W doświadczeniach rabarbar osiągnął maksymalny rozwój przy pH 6,5, ale mógł rosnąć nawet przy pH 3,5. Owies, który preferuje pH około 6, daje dobre plony przy pH 4, jeśli znacznie zwiększy się dawkę azotu w pożywce. Ziemniaki rosną w dość szerokim zakresie pH, ale najlepiej rosną przy pH 5,5. Poniżej tego pH uzyskuje się również wysokie plony bulw, lecz nabierają one kwaśnego smaku. Aby uzyskać maksymalnie wysokiej jakości plony, należy dokładnie dostosować pH pożywek.