Згадайте:

Реакція нейтралізації - це реакція між кислотою і лугом, в результаті якої утворюються сіль та вода;

Під чистою водою хіміки розуміють хімічно чисту воду, яка містить ніяких домішок і розчинених солей, т. е. дистильовану воду.

Кислотність середовища

Для різних хімічних, промислових та біологічних процесів дуже важливою характеристикою є кислотність розчинів, що характеризує вміст кислот чи лугів у розчинах. Оскільки кислоти і луги є електролітами, то характеристики кислотності середовища використовують вміст іонів H+ або OH - .

У чистій воді та в будь-якому розчині разом з частинками розчинених речовин присутні також іони H+ та OH-. Це відбувається завдяки дисоціації самої води. І хоча ми вважаємо воду неелектролітом, проте вона може дисоціювати: H 2 O ^ H + + OH - . Але цей процес відбувається дуже незначною мірою: в 1 л води на іони розпадається тільки 1 . 10 -7 моль молекул.

У розчинах кислот у результаті їхньої дисоціації з'являються додаткові іони H+. У таких розчинах іонів H+ значно більше, ніж іонів OH - , що утворилися за незначної дисоціації води, тому ці розчини називають кислотними (рис. 11.1, зліва). Прийнято говорити, що у таких розчинах кислотне середовище. Чим більше іонів H+ міститься в розчині, тим більша кислотність середовища.

У розчинах лугів в результаті дисоціації, навпаки, переважають іони OH - , а катіони H + через незначну дисоціацію води майже відсутні. Середовище таких розчинів лужне (рис. 11.1, праворуч). Що концентрація іонів OH - , то більше лужної є середовище розчину.

У розчині кухонної солі кількість іонів H+ та OH - однакова і дорівнює 1 . 10 -7 моль за 1 л розчину. Таке середовище називають нейтральним (рис. 11.1, по центру). Фактично це означає, що розчин не містить кислоти, ні лугу. Нейтральне середовище характерне для розчинів деяких солей (утворених лугом і сильною кислотою) та багатьох органічних речовин. У чистої води також є нейтральне середовище.

Водневий показник

Якщо порівнювати смак кефіру та лимонного соку, то можна сміливо стверджувати, що лимонний сік набагато кисліший, тобто кислотність цих розчинів різна. Ви вже знаєте, що в чистій воді містяться іони H+, але кислого смаку води не відчувається. Це дуже мало концентрацією іонів H+. Часто буває недостатньо сказати, що середовище кислотне або лужне, а необхідно кількісно його охарактеризувати.

Кислотність середовища кількісно характеризують водневим показником pH (вимовляється «пе-аш»), пов'язаним із концентрацією

іонів Гідрогену. Значення pH відповідає певному вмісту катіонів Гідрогену в 1 л розчину. У чистій воді та в нейтральних розчинах в 1 л міститься 1 . 10 7 моль іонів H+, а значення pH дорівнює 7. У розчинах кислот концентрація катіонів H+ більша, ніж у чистій воді, а в лужних розчинах менше. Відповідно до цього змінюється значення водневого показника pH: у кислотному середовищі він знаходиться в межах від 0 до 7, а в лужних — від 7 до 14. Вперше водневий показник запропонував використовувати датський хімік Педер Серенсен.

Ви могли помітити, що значення pH пов'язане із концентрацією іонів H+. Визначення pH безпосередньо пов'язане з обчисленням логарифму числа, яке ви вивчатимете на уроках математики в 11 класі. Але взаємозв'язок між вмістом іонів у розчині та значенням pH можна простежити за наступною схемою:

Значення рН водних розчинів більшості речовин та природних розчинів знаходиться в інтервалі від 1 до 13 (рис. 11.2).

Мал. 11.2. Значення рН різних природних та штучних розчинів

Серен Педер Лауріц Серенсен

Данський фізико-хімік та біохімік, президент Данського королівського товариства. Закінчив Копенгагенський університет. У 31 рік став професором Данського політехнічного інституту. Очолював престижну фізико-хімічну лабораторію при пивоварному заводі Карлсберга у Копенгагені, де зробив свої головні наукові відкриття. Основна наукова діяльність присвячена теорії розчинів: він запровадив поняття про водневий показник (рН), вивчав залежність активності ферментів від кислотності розчинів. За наукові досягнення Серенсен внесено до переліку «100 видатних хіміків XX століття», але в історії науки він залишився насамперед як учений, який запровадив поняття «рН» та «рН-метрія».

Визначення кислотності середовища

Для визначення кислотності розчину у лабораторіях найчастіше використовують універсальний індикатор (рис. 11.3). За його фарбуванням можна визначити не тільки наявність кислоти або лугу, але й значення рН розчину з точністю до 0,5. Для точнішого виміру рН існують спеціальні прилади — рН-метри (рис. 11.4). Вони дозволяють визначити рН розчину з точністю до 0,001-0,01.

Використовуючи індикатори або рН-метри, можна стежити, як протікають хімічні реакції. Наприклад, якщо до розчину гідроксиду натрій приливати хлоридну кислоту, то відбудеться реакція нейтралізації:

Мал. 11.3. Універсальний індикатор визначає приблизне значення рН

Мал. 11.4. Для вимірювання pH розчинів використовують спеціальні прилади – рН-метри: а – лабораторний (стаціонарний); б - портативний

У цьому випадку розчини реагентів та продуктів реакції безбарвні. Якщо ж вихідний розчин лугу помістити електрод рН-метра, то про повну нейтралізації лугу кислотою можна судити за значенням рН утвореного розчину.

Застосування водневого показника

Визначення кислотності розчинів має велике практичне значення у багатьох сферах науки, промисловості та інших сферах життя людини.

Екологи регулярно вимірюють рН дощової води, води річок та озер. Різке підвищення кислотності природних вод може бути наслідком забруднення атмосфери або потрапляння у водоймища відходів промислових підприємств (рис. 11.5). Такі зміни спричиняють загибель рослин, риби та інших мешканців водойм.

Водневий показник дуже важливий для вивчення та спостереження процесів, що відбуваються у живих організмах, тому що в клітинах протікають численні хімічні реакції. У клінічній діагностиці визначають pH плазми крові, сечі, шлункового соку та ін. (Рис. 11.6). Нормальне значення pH крові – від 7,35 до 7,45. Навіть невелика зміна pH крові людини викликає серйозні захворювання, а при рН = 7,1 і нижче починаються незворотні зміни, які можуть призвести до смерті.

Більшість рослин важлива кислотність грунту, тому агрономи заздалегідь проводять аналіз грунтів, визначаючи їх рН (рис. 11.7). Якщо кислотність занадто велика для певної культури, ґрунт вапнують - додають крейду або вапно.

У харчовій промисловості за допомогою кислотно-основних індикаторів проводять контроль якості продуктів харчування (рис. 11.8). Наприклад, у нормі для молока pH = 6,8. Відхилення від цього значення свідчить або про наявність сторонніх домішок, або його скисання.

Мал. 11.5. Вплив рівня pH води у водоймах на життєдіяльність рослин у них

Важливим є значення pH для косметичних засобів, які ми використовуємо у побуті. В середньому для шкіри людини pH = 5,5. Якщо шкіра контактує із засобами, кислотність яких істотно відрізняється від цього значення, то це тягне за собою передчасне старіння шкіри, її пошкодження або запалення. Було помічено, що у прачок, які тривалий час використовували для прання звичайне господарське мило (pH = 8-10) або пральну соду (Na 2 CO 3 , pH = 12-13), шкіра рук ставала дуже сухою та покривалася тріщинами. Тому дуже важливо використовувати різні косметичні засоби (гелі, креми, шампуні тощо) з pH, близьким до природного pH шкіри.

ЛАБОРАТОРНІ ДОСВІДИ № 1-3

Обладнання: штатив із пробірками, піпетка.

Реактиви: вода, хлоридна кислота, розчини NaCl, NaOH, столовий оцет, універсальний індикатор (розчин або індикаторний папір), харчові продукти та косметична продукція (наприклад, лимон, шампунь, зубна паста, пральний порошок, газовані напої, соки тощо) .).

Правила безпеки:

Для дослідів використовуйте невелику кількість реактивів;

Стережіться потрапляння реактивів на шкіру, очі; при попаданні їдкої речовини змийте її великою кількістю води.

Визначення іонів Гідрогену та гідроксид-іонів у розчинах. Встановлення приблизного значення pH води, лужних та кислих розчинів

1. У п'ять пробірок налийте по 1-2 мл: у пробірку № 1 – води, № 2 – хлоридної кислоти, № 3 – розчину натрій хлориду, № 4 – розчину натрій гідроксиду та № 5 – столового оцту.

2. До кожної пробірки додайте по 2-3 краплі розчину універсального індикатора або опустіть індикаторний папір. Визначте pH розчинів, порівнюючи колір індикатора за еталонною шкалою. Зробіть висновки про наявність у кожній пробірці катіонів Гідрогену або гідроксид-іонів. Складіть рівняння дисоціації цих сполук.

Дослідження pH харчової та косметичної продукції

Випробуйте універсальним індикатором зразки харчових продуктів та косметичної продукції. Для дослідження сухих речовин, наприклад, прального порошку їх необхідно розчинити в невеликій кількості води (1 шпатель сухої речовини на 0,5-1 мл води). Визначте рН розчинів. Зробіть висновки про кислотність середовища у кожному з досліджених продуктів.

Ключова ідея

Контрольні питання

130. Наявністю яких іонів у розчині обумовлена ​​його кислотність?

131. Які іони містяться надлишку в кислотних розчинах? у лужних?

132. Який показник кількісно визначає кислотність розчинів?

133. Яке значення рН та вміст іонів H+ у розчинах: а) нейтральних; б) слабокислотних; в) слаболужних; г) сильнокислотних; д) сильнолужних?

Завдання для засвоєння матеріалу

134. Водний розчин деякої речовини має лужне середовище. Яких іонів більше у цьому розчині: H+ чи OH - ?

135. У двох пробірках знаходяться розчини нітратної кислоти та нітрату калію. Які індикатори можна використовувати для визначення, яка пробірка містить розчин солі?

136. У трьох пробірках знаходяться розчини барій гідроксиду, нітратної кислоти та нітрату кальцію. Як за допомогою одного реактиву розпізнати ці розчини?

137. З наведеного переліку випишіть окремо формули речовин, розчини яких мають середовище: а) кислотне; б) лужну; в) нейтральну. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, KNO 3 .

138. Дощова вода має рН = 5,6. Що це означає? Яка речовина, що міститься у повітрі, при розчиненні у воді визначає таку кислотність середовища?

139. Яке середовище (кислотне або лужне): а) у розчині шампуню (рН = 5,5);

б) у крові здорової людини (рН = 7,4); в) у шлунковому соку людини (рН = 1,5); г) у слині (рН = 7,0)?

140. У складі кам'яного вугілля, що використовується на теплоелектростанціях, містяться сполуки Нітрогену та Сульфуру. Викид в атмосферу продуктів спалювання вугілля призводить до утворення про кислотних дощів, що містять невеликі кількості нітратної або сульфітної кислот. Які значення рН характерні для такої дощової води: більше ніж 7 або менше 7?

141. Чи залежить рН розчину сильної кислоти від її концентрації? Відповідь обґрунтуйте.

142. До розчину, що містить 1 моль калій гідроксиду, долили розчин фенолфталеїну. Чи зміниться забарвлення цього розчину, якщо до нього додати хлоридну кислоту кількістю речовини: а) 0,5 моль; б) 1 моль;

в) 1,5 моль?

143. У трьох пробірках без написів знаходяться безбарвні розчини сульфату натрій, натрій гідроксиду і сульфатної кислоти. Для всіх розчинів виміряли значення рН: у першій пробірці – 2,3, у другій – 12,6, у третій – 6,9. У якій пробірці міститься якась речовина?

144. Учень купив у аптеці дистильовану воду. рН-метр показав, що значення рН цієї води дорівнює 6,0. Потім учень прокип'ятив воду протягом тривалого часу, заповнив контейнер до верху гарячою водою і закрив кришкою. Коли вода захолола до кімнатної температури, рН-метр визначив значення 7,0. Після цього учень трубочкою пропускав повітря через воду і рН-метр знову показав 6,0. Як можна пояснити результати цих вимірів рН?

145. Як ви вважаєте, чому у двох пляшках оцту від одного виробника можуть бути розчини з дещо різними значеннями рН?

Це матеріал підручника

Водневий показник (РН).Одна з найважливіших властивостей водних розчинів - їхня кислотність (або лужність), яка визначається концентрацією іонів Н + і ВІН - ( см. ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ. ЕЛЕКТРОЛІТИ). Концентрації цих іонів у водних розчинах пов'язані простою залежністю = До w; (квадратними дужками прийнято позначати концентрацію в одиницях моль/л). Величина Kw називається іонним добутком води і за даної температури постійна. Так, при 0 про С вона дорівнює 0,11 10 -14 , при 20 про С - 0,69 10 -14 , а при 100 С - 55,0 10 -14 . Найчастіше користуються значенням K w при 25 про З, яке дорівнює 1,00Ч 10 -14 . У абсолютно чистій воді, що не містить навіть розчинених газів, концентрації іонів Н+ та ОН – рівні (розчин нейтральний). В інших випадках ці концентрації не збігаються: у кислих розчинах переважають іони Н+, у лужних – іони ВІН –. Але їх добуток у будь-яких водних розчинах постійно. Тому, якщо збільшити концентрацію одного з цих іонів, то концентрація іншого іона зменшиться в стільки ж разів. Так, у слабкому розчині кислоти, в якому = 10 –5 моль/л, = 10 –9 моль/л, які добуток як і дорівнює 10 –14 . Аналогічно в лужному розчині при = 3,7 10 -3 моль / л = 10 -14 / 3,7 10 -3 = 2,7 10 -11 моль / л.

Зі сказаного слід, що можна однозначно виразити кислотність розчину, вказавши концентрацію в ньому тільки іонів водню. Наприклад, у чистій воді = 10 -7 моль/л. Насправді оперувати такими числами незручно. Крім того, концентрації іонів Н+ у розчинах можуть відрізнятися в сотні трильйонів разів – приблизно від 10 –15 моль/л (міцні розчини лугів) до 10 моль/л (концентрована соляна кислота), що неможливо зобразити на жодному графіку. Тому давно домовилися для концентрації іонів водню в розчині вказувати лише показник ступеня 10 взятий зі зворотним знаком; при цьому концентрацію слід висловити як ступеня 10х, без множника, наприклад, 3,7Ч 10 –3 = 10 –2,43 . (При більш точних розрахунках, особливо в концентрованих розчинах, замість концентрації іонів використовують їх активності.) Цей показник ступеня отримав назву водневого показника, а скорочено рН – від позначення водню та німецького слова Potenz – математичний ступінь. Таким чином, за визначенням, рН = -lg [Н +]; ця величина може змінюватися в невеликих межах - від -1 до 15 (а частіше - від 0 до 14). У цьому зміні концентрації іонів Н + удесятеро відповідає зміна рН однією одиницю. Позначення рН ввів у науковий побут в 1909 датський фізикохімік і біохімік С.П.Л.Серенсен, який займався на той час вивченням процесів, що відбуваються при зброджуванні пивного солоду, та їх залежністю від кислотності середовища.

При кімнатній температурі у нейтральних розчинах рН = 7, у кислих розчинах рН< 7, а в щелочных рН >7. Приблизно значення рН водяного розчину можна визначити за допомогою індикаторів. Наприклад, метиловий помаранчевий при рН< 3,1 имеет красный цвет, а при рН >4,4 – жовтий; лакмус при рН< 6,1 красный, а при рН >8 – синій і т.д. Більш точно (до сотих часток) значення рН можна визначити за допомогою спеціальних приладів – рН-метрів. Такі прилади вимірюють електричний потенціал спеціального електрода, зануреного у розчин; цей потенціал залежить від концентрації іонів водню в розчині і його можна виміряти з високою точністю.

Цікаво порівняти значення рН розчинів різних кислот, основ, солей (при концентрації 0,1 моль/л), а також деяких сумішей та природних об'єктів. Для малорозчинних сполук, відмічених зірочкою, наведено рН насичених розчинів.

Таблиця дозволяє зробити низку цікавих спостережень. Значення рН, наприклад, відразу показують порівняльну силу кислот та основ. Добре видно також сильну зміну нейтрального середовища в результаті гідролізу солей, утворених слабкими кислотами та основами, а також при дисоціації кислих солей.

Природна вода завжди має кислу реакцію (рН< 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.

Певні значення рН мають велике значення для життєдіяльності живих організмів. Біохімічні процеси в них повинні протікати при заданій кислотності. Біологічні каталізатори – ферменти здатні працювати лише певних межах рН, а при виході ці межі їх активність може різко знижуватися. Наприклад, активність ферменту пепсину, який каталізує гідроліз білків і сприяє таким чином перетравленню білкової їжі у шлунку, максимальна при значеннях рН близько 2. Тому для нормального травлення необхідно, щоб шлунковий сік мав досить низькі значення рН: у нормі 1,53–1, 67. При виразковій хворобі шлунка рН знижується в середньому до 1,48, а при виразці дванадцятипалої кишки може сягати навіть 105. Точне значення рН шлункового соку визначають шляхом внутрішньошлункового дослідження (рН-зонд). Якщо у людини знижена кислотність, лікар може призначити прийом з їжею слабкого розчину соляної кислоти, а при підвищеній кислотності приймати протикислотні засоби, наприклад, гідроксиди магнію або алюмінію. Цікаво, якщо випити лимонний сік, кислотність шлункового соку... знизиться! Справді, розчин лимонної кислоти лише розбавить сильнішу соляну кислоту, що міститься у шлунковому соку.

У клітинах організму рН має значення близько 7, у позаклітинній рідині – 7,4. Нервові закінчення, що знаходяться поза клітинами, дуже чутливі до зміни рН. При механічних чи термічних ушкодженнях тканин стінки клітин руйнуються та його вміст потрапляє на нервові закінчення. В результаті людина відчуває біль. Скандинавський дослідник Олаф Ліндал зробив такий експеримент: за допомогою спеціального безигольного ін'єктора людині впорскували крізь шкіру дуже тонкий струмок розчину, який не пошкоджував клітини, але діяв на нервові закінчення. Було показано, що біль викликають саме катіони водню, причому із зменшенням рН розчину біль посилюється. Аналогічно безпосередньо «діє на нерви» і розчин мурашиної кислоти, який комахи, що жалять, або кропива впорскують під шкіру. Різним значенням рН тканин також пояснюється, чому при деяких запаленнях людина відчуває біль, а при деяких – ні.

Цікаво, що впорскування під шкіру чистої води дало особливо сильний біль. Пояснюється це дивне на перший погляд явище так: клітини при контакті з чистою водою внаслідок осмотичного тиску розриваються та їхній вміст впливає на нервові закінчення.

У дуже вузьких межах має залишатися значення рН крові; навіть невелике її підкислення (ацидоз) чи залужування (алкалоз) може призвести до загибелі організму. Ацидоз спостерігається при таких захворюваннях як бронхіт, недостатність кровообігу, пухлини легень, пневмонія, діабет, лихоманка, ураження нирок та кишечника. Алколоз спостерігається при гіпервентиляції легень (або при вдиханні чистого кисню), при анемії, отруєнні СО, істерії, пухлини мозку, надмірному споживанні питної соди або лужних мінеральних вод, прийомі діуретичних ліків. Цікаво, що рН артеріальної крові в нормі має бути в межах 7,37–7,45, а венозної – 7,34–7,43. Різні мікроорганізми також дуже чутливі до кислотності середовища. Так, патогенні мікроби швидко розвиваються в слаболужному середовищі, тоді як кисле середовище вони не витримують. Тому для консервування (маринування, соління) продуктів використовують, як правило, кислі розчини, додаючи в них оцет або харчові кислоти. Велике значення має правильний підбір рН для хіміко-технологічних процесів.

Підтримати потрібне значення рН, не дати йому помітно відхилитися в ту чи іншу сторону при зміні умов можливо при використанні про буферних (від англ. buff - пом'якшувати поштовхи) розчинів. Такі розчини часто являють собою суміш слабкої кислоти та її солі або слабкої основи та її солі. Подібні розчини «опираються» у певних межах (які називаються ємністю буфера) спробам змінити їх рН. Наприклад, якщо спробувати трохи підкислити суміш оцтової кислоти та ацетату натрію, то ацетат-іони зв'яжуть надлишкові іони Н + у малодисоційовану оцтову кислоту, і рН розчину майже не зміниться (ацетат-іонів у буферному розчині багато, тому що вони утворюються в результаті повної дисоціації ацетату натрію). З іншого боку, якщо ввести в такий розчин трохи лугу, надлишок іонів ВІН буде нейтралізований оцтовою кислотою зі збереженням значення рН. Аналогічним чином діють інші буферні розчини, причому кожен з них підтримує певне значення рН. Буферну дію мають також розчини кислих солей фосфорної кислоти та слабких органічних кислот – щавлевої, винної, лимонної, фталевої та ін. Конкретне значення рН буферного розчину залежить від концентрації компонентів буфера. Так, ацетатний буфер дозволяє підтримувати рН розчину в інтервалі 38-63; фосфатний (суміш КН 2 РО 4 та Na 2 HPO 4) – в інтервалі 4,8 – 7,0, боратний (суміш Na 2 B 4 O 7 та NaOH) – в інтервалі 9,2–11 тощо.

Багато природних рідин мають буферні властивості. Прикладом може бути вода в океані, буферні властивості якої багато в чому зумовлені розчиненим вуглекислим газом та гідрокарбонат-іонами НСО 3 – . Джерелом останніх, крім СО 2 є величезні кількості карбонату кальцію у вигляді раковин, крейдяних і вапнякових відкладень в океані. Цікаво, що фотосинтетична діяльність планктону – одного з основних постачальників кисню в атмосферу, що призводить до підвищення рН середовища. Відбувається це відповідно до принципу Ле Шательє в результаті зміщення рівноваги при поглинанні розчиненого вуглекислого газу: 2Н + + СО 3 2- Н + + НСО 3 - Н 2 СО 3 Н 2 О + СО 2 . Коли в ході фотосинтезу CO 2 + H 2 O + hv ® 1/n(CH 2 O) n + O 2 з розчину видаляється 2 , рівновага зміщується вправо і середовище стає більш лужним. У клітинах організму гідратація 2 каталізується ферментом карбоангідразою.

Клітинна рідина, кров є прикладами природних буферних розчинів. Так, кров містить близько 0,025 моль/л вуглекислого газу, причому його вміст у чоловіків приблизно на 5% вище, ніж у жінок. Приблизно така ж у крові концентрація гідрокарбонат-іонів (їх також більше у чоловіків).

При дослідженні ґрунту рН є однією з найважливіших характеристик. Різні ґрунти можуть мати рН від 4,5 до 10. За значенням рН, зокрема, можна судити про вміст у ґрунті поживних речовин, а також про те, які рослини можуть успішно рости на цьому ґрунті. Наприклад, зростання квасолі, салату, чорної смородини не може при рН грунту нижче 6,0; капусти – нижче 5,4; яблуні – нижче 5,0; картоплі – нижче 4,9. Кислі ґрунти зазвичай менш багаті на поживні речовини, оскільки гірше утримують у собі катіони металів, необхідні рослинам. Наприклад, іони водню, що потрапили в грунт, витісняють з неї зв'язані іони Са 2+ . А витіснені з глинистих (алюмосилікатних) порід іони алюмінію у великих концентраціях токсичні для сільськогосподарських культур.

Для розкислення кислих ґрунтів використовують їх вапнування – внесення речовин, що поступово зв'язують надлишок кислоти. Такою речовиною можуть бути природні мінерали – крейда, вапняк, доломіт, і навіть вапно, шлак з металургійних заводів. Кількість внесеного розкислювача залежить від буферної ємності ґрунту. Наприклад, для вапнування глинистого грунту потрібно більше речовин, що розкислюють, ніж для піщаної.

Велике значення мають вимірювання рН дощової води, яка може виявитися досить кислою через присутність у ній сірчаної та азотної кислот. Ці кислоти утворюються в атмосфері з оксидів азоту та сірки (IV), які викидаються з відходами численних виробництв, транспорту, котелень та ТЕЦ. Відомо, що кислотні дощі з низьким значенням рН (менше 5,6) гублять рослинність, живий світ водойм. Тому ведеться контроль рН дощової води.

Ілля Леєнсон

Водневий показник - рН - це міра активності (у разі розбавлених розчинів відображає концентрацію) іонів водню в розчині, що кількісно виражає його кислотність, обчислюється як негативний (взятий зі зворотним знаком) десятковий логарифм активності водневих іонів, вираженої в молях на літр.

pН = – lg

Це поняття було запроваджено 1909 року датським хіміком Серенсеном. Показник називається pH, за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni – сила водню, або pondus hydrogenii – вага водню.

Дещо менше поширення отримала зворотна pH величина – показник основності розчину, pOH, що дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації в розчині іонів OH:

рОН = - lg

У чистій воді при 25°C концентрації іонів водню () і гідроксид-іонів () однакові і становлять 10 -7 моль/л, це безпосередньо випливає з константи автопротолізу води К w , яку називають іонним добутком води:

К w = · =10 -14 [моль 2 / л 2] (при 25 ° C)

рН + рОН = 14

Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, то кажуть, що розчин має нейтральну реакцію. При додаванні до води кислоти концентрація іонів водню збільшується, а концентрація гідроксид-іонів відповідно зменшується, при додаванні основи навпаки підвищується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню падає. Коли кажуть, що розчин є кислим, а при лужним.

Визначення рН

Для визначення значення рН розчинів широко використовують кілька способів.

1) Водневий показник можна оцінювати приблизно за допомогою індикаторів, точно вимірювати pH-метром або визначати аналітично шляхом, проведенням кислотно-основного титрування.

Для грубої оцінки концентрації водневих іонів широко використовують кислотно-основні індикатори – органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. До найвідоміших індикаторів належать лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий (метилоранж) та інші. Індикатори здатні існувати у двох по-різному забарвлених формах – або кислотної, або основний. Зміна кольору кожного індикатора відбувається у своєму інтервалі кислотності, який зазвичай становить 1-2 одиниці (див. Таблиця 1, заняття 2).

Для розширення робочого інтервалу вимірювання pH використовують так званий універсальний індикатор, що є сумішшю з декількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір із червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислої області в лужну. Визначення pH індикаторним методом утруднено для каламутних або забарвлених розчинів.

2) Аналітичний об'ємний метод – кислотно-основне титрування – також дає точні результати визначення загальної кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додається до досліджуваного розчину. При їх змішуванні протікає хімічна реакція. Точка еквівалентності – момент, коли титранта точно вистачає, щоб повністю завершити реакцію – фіксується за допомогою індикатора. Далі, знаючи концентрацію та обсяг доданого розчину титранту, обчислюється загальна кислотність розчину.

Кислотність середовища має важливе значення для безлічі хімічних процесів, і можливість перебігу або результату тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища. Для підтримки певного значення pH в реакційній системі при проведенні лабораторних досліджень або на виробництві застосовують буферні розчини, які дозволяють зберігати практично постійне значення pH при розведенні або додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або луги.

Водневий показник pH широко використовується для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ (табл. 2).

Кислотність реакційного середовища особливе значення має біохімічних реакцій, які у живих системах. Концентрація в розчині іонів водню часто впливає на фізико-хімічні властивості та біологічну активність білків та нуклеїнових кислот, тому для нормального функціонування організму підтримання кислотно-основного гомеостазу є завданням надзвичайної важливості. Динамічне підтримання оптимального pH біологічних рідин досягається завдяки дії буферних систем.

3) Використання спеціального приладу – pH-метра – дозволяє вимірювати pH у ширшому діапазоні та точніше (до 0,01 одиниці pH), ніж за допомогою індикаторів, відрізняється зручністю та високою точністю, дозволяє вимірювати pH непрозорих та кольорових розчинів і тому широко використовується.

За допомогою рН-метра вимірюють концентрацію іонів водню (pH) у розчинах, питній воді, харчовій продукції та сировині, об'єктах навколишнього середовища та виробничих систем безперервного контролю технологічних процесів, у т. ч. в агресивних середовищах.

рН-метр незамінний для апаратного моніторингу pH розчинів поділу урану та плутонію, коли вимоги до коректності показань апаратури без її калібрування надзвичайно високі.

Прилад може використовуватись у лабораторіях стаціонарних та пересувних, у тому числі польових, а також клініко-діагностичних, судово-медичних, науково-дослідних, виробничих, у тому числі м'ясо-молочної та хлібопекарської промисловості.

Останнім часом pH-метри широко використовуються в акваріумних господарствах, контролю якості води в побутових умовах, землеробства (особливо в гідропоніці), а також – для контролю діагностики стану здоров'я.

Таблиця 2. Значення рН для деяких біологічних систем та інших розчинів

Водневий показник - рН - це міра активності (у разі розбавлених розчинів відображає концентрацію) іонів водню в розчині, що кількісно виражає його кислотність, обчислюється як негативний (взятий зі зворотним знаком) десятковий логарифм активності водневих іонів, вираженої в молях на літр.

pН = – lg

Це поняття було запроваджено 1909 року датським хіміком Серенсеном. Показник називається pH, за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni – сила водню, або pondus hydrogenii – вага водню.

Дещо менше поширення отримала зворотна pH величина – показник основності розчину, pOH, що дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації в розчині іонів OH:

рОН = - lg

У чистій воді при 25°C концентрації іонів водню () і гідроксид-іонів () однакові і становлять 10 -7 моль/л, це безпосередньо випливає з константи автопротолізу води К w , яку називають іонним добутком води:

К w = · =10 -14 [моль 2 / л 2] (при 25 ° C)

рН + рОН = 14

Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, то кажуть, що розчин має нейтральну реакцію. При додаванні до води кислоти концентрація іонів водню збільшується, а концентрація гідроксид-іонів відповідно зменшується, при додаванні основи навпаки підвищується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню падає. Коли кажуть, що розчин є кислим, а при лужним.

Визначення рН

Для визначення значення рН розчинів широко використовують кілька способів.

1) Водневий показник можна оцінювати приблизно за допомогою індикаторів, точно вимірювати pH-метром або визначати аналітично шляхом, проведенням кислотно-основного титрування.

Для грубої оцінки концентрації водневих іонів широко використовують кислотно-основні індикатори – органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. До найвідоміших індикаторів належать лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий (метилоранж) та інші. Індикатори здатні існувати у двох по-різному забарвлених формах – або кислотної, або основний. Зміна кольору кожного індикатора відбувається у своєму інтервалі кислотності, який зазвичай становить 1-2 одиниці (див. Таблиця 1, заняття 2).

Для розширення робочого інтервалу вимірювання pH використовують так званий універсальний індикатор, що є сумішшю з декількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір із червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислої області в лужну. Визначення pH індикаторним методом утруднено для каламутних або забарвлених розчинів.

2) Аналітичний об'ємний метод – кислотно-основне титрування – також дає точні результати визначення загальної кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додається до досліджуваного розчину. При їх змішуванні протікає хімічна реакція. Точка еквівалентності – момент, коли титранта точно вистачає, щоб повністю завершити реакцію – фіксується за допомогою індикатора. Далі, знаючи концентрацію та обсяг доданого розчину титранту, обчислюється загальна кислотність розчину.

Кислотність середовища має важливе значення для безлічі хімічних процесів, і можливість перебігу або результату тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища. Для підтримки певного значення pH в реакційній системі при проведенні лабораторних досліджень або на виробництві застосовують буферні розчини, які дозволяють зберігати практично постійне значення pH при розведенні або додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або луги.

Водневий показник pH широко використовується для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ (табл. 2).

Кислотність реакційного середовища особливе значення має біохімічних реакцій, які у живих системах. Концентрація в розчині іонів водню часто впливає на фізико-хімічні властивості та біологічну активність білків та нуклеїнових кислот, тому для нормального функціонування організму підтримання кислотно-основного гомеостазу є завданням надзвичайної важливості. Динамічне підтримання оптимального pH біологічних рідин досягається завдяки дії буферних систем.

3) Використання спеціального приладу – pH-метра – дозволяє вимірювати pH у ширшому діапазоні та точніше (до 0,01 одиниці pH), ніж за допомогою індикаторів, відрізняється зручністю та високою точністю, дозволяє вимірювати pH непрозорих та кольорових розчинів і тому широко використовується.

За допомогою рН-метра вимірюють концентрацію іонів водню (pH) у розчинах, питній воді, харчовій продукції та сировині, об'єктах навколишнього середовища та виробничих систем безперервного контролю технологічних процесів, у т. ч. в агресивних середовищах.

рН-метр незамінний для апаратного моніторингу pH розчинів поділу урану та плутонію, коли вимоги до коректності показань апаратури без її калібрування надзвичайно високі.

Прилад може використовуватись у лабораторіях стаціонарних та пересувних, у тому числі польових, а також клініко-діагностичних, судово-медичних, науково-дослідних, виробничих, у тому числі м'ясо-молочної та хлібопекарської промисловості.

Останнім часом pH-метри широко використовуються в акваріумних господарствах, контролю якості води в побутових умовах, землеробства (особливо в гідропоніці), а також – для контролю діагностики стану здоров'я.

Таблиця 2. Значення рН для деяких біологічних систем та інших розчинів

Водневий показник (pH-фактор)- це міра активності іонів водню в розчині, що кількісно виражає його кислотність. Коли pH не на оптимальному рівні рослини починають втрачати здатність поглинати деякі з необхідних для здорового росту елементи. Для всіх рослин є специфічний рівень pH, який дозволяє досягти максимальних результатів при вирощуванні. Більшість рослин віддають перевагу слабокислому середовищу росту (між 5.5-6.5).

Водневий показник у формулах

У дуже розведених розчинах водневий показник еквівалентний концентрації іонів водню. дорівнює по модулю і протилежний за знаком десяткового логарифму активності водневих іонів, вираженої в молях на один літр:

pH = -lg

При стандартних умовах значення pH лежить у межах від 0 до 14. У чистій воді, при нейтральному pH, концентрація H + дорівнює концентрації OH - і становить 1 · 10 -7 моль на літр. Максимально можливе значення pH визначається як сума pH і рН і дорівнює 14.

Всупереч поширеній думці, pH може змінюватися не тільки в інтервалі від 0 до 14, а може виходити за ці межі. Наприклад, при концентрації іонів водню = 10 -15 моль/л pH = 15, при концентрації іонів гідроксиду 10 моль/л pOH = -1.

Важливо розуміти! Шкала pH логарифмічна, що означає, що кожна одиниця зміни дорівнює десятикратної зміни концентрації водень іонів. Іншими словами, розчин з pH 6 в десять разів кисліший, ніж розчин з pH 7, і розчин з pH 5 буде в десять разів кисліший, ніж розчин з pH 6 і в сто разів кисліший, ніж розчин з pH 7. Це означає, що коли ви регулюєте pH поживного розчину, і вам необхідно змінити pH на два пункти (наприклад з 7.5 до 5.5) ви повинні використовувати в десять разів більше коректора pH, ніж якщо б змінювали pH тільки на один пункт (з 7.5 до 6.5 ).

Методи визначення значення pH

Для визначення значення рН розчинів широко використовують кілька методик. Водневий показник можна оцінювати приблизно за допомогою індикаторів, точно вимірювати pH-метром або визначати аналітично шляхом, проведенням кислотно-основного титрування.

Кислотно-основні індикатори

Для грубої оцінки концентрації водневих іонів широко використовують кислотно-основні індикатори - органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. До найвідоміших індикаторів належать лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий (метилоранж) та інші. Індикатори здатні існувати у двох по-різному забарвлених формах - або кислотної, або основний. Зміна кольору кожного індикатора відбувається у своєму інтервалі кислотності, що зазвичай становить 1-2 одиниці.

Універсальний індикатор

Для розширення робочого інтервалу вимірювання pH використовують так званий універсальний індикатор, що є сумішшю з декількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір із червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислотної області в основну.

Розчинами таких сумішей - "універсальних індикаторів" зазвичай просочують смужки "індикаторного паперу", за допомогою яких можна швидко (з точністю до одиниць рН, або навіть десятих часток рН) визначити кислотність досліджуваних водних розчинів. Для більш точного визначення, отриманий при нанесенні краплі розчину, колір індикаторного паперу негайно порівнюють з еталонною колірною шкалою, вигляд якої представлений на зображеннях.

Визначення pH індикаторним методом утруднено для каламутних або забарвлених розчинів.

Враховуючи той факт, що оптимальні значення pH для живильних розчинів у гідропоніці мають дуже вузький інтервал (зазвичай від 5.5 до 6.5), використовую й інші комбінації індикаторів. Так, наприклад, наш має робочий діапазон та шкалу від 4.0 до 8.0, що робить такий тест більш точним у порівнянні з універсальним індикаторним папером.

pH-метр

Використання спеціального приладу - pH-метра - дозволяє вимірювати pH у ширшому діапазоні і точніше (до 0,01 pH), ніж за допомогою універсальних індикаторів. Спосіб відрізняється зручністю та високою точністю, особливо після калібрування індикаторного електрода у вибраному діапазоні рН. Дозволяє вимірювати pH непрозорих та кольорових розчинів і тому широко використовується.

Аналітичний об'ємний метод

Аналітичний об'ємний метод – кислотно-основне титрування – також дає точні результати визначення кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додається до досліджуваного розчину. При їхньому змішуванні протікає хімічна реакція. Точка еквівалентності – момент, коли титранта точно вистачає, щоб повністю завершити реакцію, – фіксується за допомогою індикатора. Далі, знаючи концентрацію та обсяг доданого розчину титранту, обчислюється кислотність розчину.

Вплив температури на значення pH

Значення pH може змінюватися в широкому діапазоні зміни температури. Так, 0,001 молярний розчин NaOH при 20°C має pH=11,73, а при 30°C pH=10,83. Вплив температури на значення pH пояснюється різною дисоціацією іонів водню (H+) і не є помилкою експерименту. Температурний ефект неможливо компенсувати завдяки електроніці pH-метра.

Регулювання pH живильного розчину

Підкислення живильного розчину

Поживний розчин зазвичай доводиться підкислювати. Поглинання іонів рослинами викликає поступове підлужування розчину. Будь-який розчин, що має pH 7 або вище, найчастіше доводиться доводити до оптимального pH. Для підкислення живильного розчину можна використовувати різні кислоти. Найчастіше застосовують сірчану чи фосфорну кислоти. Більш вірним рішенням для гідропонних розчинів є буферні добавки, такі як . Дані засоби не лише доводять значення pH до оптимального, а й стабілізують значення на тривалий період.

При регулюванні pH як кислотами, так і лугами потрібно надягати гумові рукавички, щоб не викликати опіків шкіри. Досвідчений хімік вміло поводиться з концентрованою сірчаною кислотою, він краплями додає кислоту до води. Але початківцям гідропоністам, мабуть, краще звернутися до досвідченого хіміка і попросити його приготувати 25% розчин сірчаної кислоти. Під час додавання кислоти розчин перемішують та визначають його pH. Дізнавшись зразкову кількість сірчаної кислоти, надалі її можна додавати з мірного циліндра.

Сірчану кислоту потрібно додавати невеликими порціями, щоб не дуже підкислити розчин, який тоді доведеться знову підлужувати. У недосвідченого працівника підкислення та підлужування можуть продовжуватися до нескінченності. Крім марної трати часу та реактивів, таке регулювання виводить з рівноваги живильний розчин внаслідок накопичення непотрібних рослин іонів.

Підлужування живильного розчину

Занадто кислі розчини підлужують їдким натрієм (гідроксид натрію). Як випливає з назви - це їдка речовина, тому потрібно користуватися гумовими рукавичками. Рекомендується набувати їдкого натрію у вигляді таблеток. У магазинах побутової хімії їдкий натрій можна придбати як засіб для очищення труб, наприклад "Крот". Розчиняють одну пігулку в 0,5 л води і поступово доливають лужний розчин до живильного розчину при постійному помішуванні, часто перевіряючи його рН. Жодними математичними розрахунками не вдається обчислити, скільки кислоти або лугу потрібно додати в тому чи іншому випадку.

Якщо в одному піддоні хочуть вирощувати кілька культур, потрібно підбирати їх так, щоб збігався не лише їхній оптимальний pH, а й потреби в інших факторах зростання. Наприклад, жовтим нарцисам і хризантемам потрібен pH 6,8, але різний режим вологості, тому їх неможливо вирощувати на тому самому піддоні. Якщо давати нарцисам стільки ж вологи, скільки хризантемам, цибулини нарцисів загниють. У дослідах ревінь досягав максимального розвитку при pH 6,5, але міг зростати навіть за pH 3,5. Овес, який надає перевагу pH близько 6, дає хороші врожаї і при pH 4, якщо сильно збільшити дозу азоту в живильному розчині. Картопля росте при досить широкому інтервалі pH, але найкраще вона розвивається при pH 5,5. Нижче цього pH також отримують високі врожаї бульб, але вони набувають кислого смаку. Щоб отримувати максимальні врожаї високої якості, потрібно точно регулювати рН живильних розчинів.