Hidrogén indikátor

Hidrogénindex [1] ( pH , lat. pondus H ydrogenii [ 2] szóból - "hidrogén tömege"; ejtsd: "pe-hamu" ) - a vizes oldatok savasságának meghatározására szolgáló mérőszám . A hidrogénionok koncentrációjával kapcsolatos , ami egyenértékű a hidrogénionok aktivitásával erősen híg oldatokban.

Vizes oldatok esetén ( standard körülmények között ) a pH:

pH < 7 savas oldatnak felel meg ;
A pH \u003d 7 semleges oldatnak felel meg , amelyet néha savasnak neveznek;
A pH > 7 a bázikus oldatnak felel meg .

A hidrogénindexet sav-bázis indikátorok segítségével lehet meghatározni , potenciometrikus pH-mérővel mérve , vagy a képlettel kiszámítható a hidrogénionok aktivitásának tizedes logaritmusával ellentétes előjellel, mol per literben kifejezve:

{\mbox{pH}}=-\lg \left[{\mbox{H}}^{+}\right]

A pH pontos mérése és szabályozása elengedhetetlen a kémia , a biológia , az anyagtudomány, a technológia, az orvostudomány és az agrokémia különböző ágaiban .

Történelem

A koncepciót 1909 -ben Sørensen dán vegyész vezette be . Az indikátort pH-nak nevezik, a latin potentia hydrogenii - a hidrogén erőssége, vagy pondus hydrogenii - a hidrogén tömege szavak első betűi után . Általában a kémiában a −lg X - nek megfelelő értéket a p X kombinációval szokás megjelölni . Például a savak erősségét gyakran úgy fejezik ki, hogy p Ka = −lg Ka .

A pH esetében a H betű a hidrogénionok koncentrációját (H + ), pontosabban a hidrogénionok termodinamikai aktivitását jelöli .

A pH-ra és a pOH-ra vonatkozó egyenletek

A pH érték származtatása

A tiszta vízben a hidrogénionok ([H + ]) és a hidroxidionok ([OH - ]) koncentrációja azonos, 22 °C-on egyenként 10-7 mol/l, ez közvetlenül következik az ion definíciójából. víz szorzata , amely egyenlő [H + ] [OH - ] és 10-14 mol 2 / l 2 (25 °C-on).

Ha egy oldatban mindkét típusú ion koncentrációja azonos, az oldatot semlegesnek mondjuk . Ha savat adunk a vízhez , a hidrogénionok koncentrációja nő (valójában nem maguknak az ionoknak a koncentrációja nő – ellenkező esetben a savak hidrogénion „megkötő képessége” ehhez vezethet –, hanem a pont az ilyen vegyületek koncentrációja, amelyekben hidrogénion "csatlakozik" a savhoz), de a hidroxidionok koncentrációja ennek megfelelően csökken, ha bázist adunk hozzá, ellenkezőleg, a hidroxidion-tartalom nő, a hidrogénionok koncentrációja pedig csökken. . Amikor [H + ] > [OH - ], azt mondják, hogy az oldat savas , ha pedig [OH - ] > [H + ] - bázikus .

A bemutatás kényelme érdekében a negatív kitevőtől való megszabadulás érdekében a hidrogénionok koncentrációja helyett az ellenkező előjellel vett decimális logaritmusát használják , ami valójában a hidrogén indikátor - pH.

{\text{pH}}=-\lg \left[{\mbox{H}}^{+}\right]

pOH

A reciprok pH-érték valamivel kevésbé elterjedt - az oldat bázikusságának mutatója, a pOH, amely megegyezik az OH - ionok oldatának koncentrációjának negatív decimális logaritmusával :

{\text{pOH}}=-\lg \left[{\mbox{OH}}^{-}\right]

Mivel bármely 25 °C -os vizes oldatban nyilvánvaló, hogy ezen a hőmérsékleten: $[\text{H}^+] [\text{OH}^-] = 1{,}0 \cdot 10^{-14}$

{\text{pOH}}=14-{\text{pH}}

pH-értékek változó savasságú oldatokban

Néhány pH érték

Anyag	pH	Jelző színe
Geotermikus víz a Dallol vulkánnál	≈ 0
elektrolit az ólom akkumulátorokban	<1.0
Gyomorlé	1,0–2,0
Citromlé (5%-os citromsav oldat )	2,0±0,3
étkezési ecet	2.4
almalé _	3.0
Coca Cola	3,0±0,3
Kávé	5.0
Tea , sampon , egészséges emberi bőr	5.5
Savas eső , vizelet	< 5.6
Vizet inni	6,5–8,5
Tej	6,6–6,93
Nyál	6,8–7,4 [3]
Tiszta víz 25°C-on	7.0
Vér	7.36–7.44
Tengervíz	8.0
Szappan (zsíros) kézre	9,0–10,0
Ammónia	11.5
Fehérítő ( klór )	12.5
Tömény lúgoldatok	>13

Mivel 25 ° C-on (standard körülmények) [H + ] [OH - ] \u003d 10 -14 , egyértelmű, hogy ezen a hőmérsékleten pH + pOH \u003d 14.

Mivel savas oldatokban [H + ] > 10 −7 , akkor savas oldatok pH < 7 esetén, hasonlóképpen lúgos oldatok pH > 7 esetén semleges oldatok pH-ja 7. Magasabb hőmérsékleten a víz elektrolitikus disszociációs állandója nő, az ionos pedig a víz szorzata, tehát a pH < 7 semleges (ami a H + és az OH − egyidejűleg megnövekedett koncentrációjának felel meg ); ellenkezőleg, amikor a hőmérséklet csökken, a semleges pH nő.

A pK a és a pH kapcsolata

$\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)$ - a savassági állandó mutatója

A Henderson-Hasselbach egyenlet

${\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \jobb)$

A pH-érték meghatározásának módszerei

Az oldatok pH-értékének meghatározására számos módszert alkalmaznak. A pH érték indikátorokkal közelíthető, pH-mérővel pontosan mérhető, vagy analitikusan meghatározható sav-bázis titrálással.

A hidrogénionok koncentrációjának durva becsléséhez széles körben használják a sav-bázis indikátorokat - szerves festékanyagokat , amelyek színe a közeg pH-jától függ. A leghíresebb mutatók közé tartozik a lakmusz , a fenolftalein , a metilnarancs (metilnarancs) és mások. Az indikátorok két különböző színű formában létezhetnek, akár savas, akár bázikus formában. Az egyes indikátorok színváltozása a savasság tartományában történik, általában 1-2 egység.
A pH-mérés munkatartományának bővítésére az úgynevezett univerzális indikátort használják , amely több indikátor keveréke. Az univerzális indikátor folyamatosan változtatja a színt a vörösről a sárgára , zöldre , kékre a lilára, amikor savas területről bázikusra vált. A pH indikátor módszerrel történő meghatározása nehézkes zavaros vagy színes oldatok esetén.
Egy speciális eszköz - pH-mérő - segítségével szélesebb tartományban és pontosabban mérheti a pH-t, mint az indikátorokkal. A pH meghatározására szolgáló ionometrikus módszer egy galvanikus áramkör EMF -jének millivoltméteres ionométerrel történő mérésén alapul, beleértve egy speciális üvegelektródát is, amelynek potenciálja a környező oldatban lévő H + ionok koncentrációjától függ . A módszer kényelmes és rendkívül pontos, különösen az indikátorelektróda kiválasztott pH-tartományban történő kalibrálása után, lehetővé teszi átlátszatlan és színes oldatok pH-értékének mérését, ezért széles körben használják.
Az analitikai volumetrikus módszer - sav-bázis titrálás - is pontos eredményt ad az oldatok savasságának meghatározására. Ismert koncentrációjú oldatot (titrálószert) csepegtetünk a vizsgálati oldathoz. Ha összekeverik, kémiai reakció megy végbe. Az ekvivalenciapontot - azt a pillanatot, amikor a titrálószer pontosan elegendő a reakció teljes befejezéséhez - indikátor segítségével rögzítik. Továbbá a hozzáadott titrálóoldat koncentrációjának és térfogatának ismeretében kiszámítjuk az oldat savasságát.
A pH meghatározására szolgáló eszközök hiányában antocianinok vizes kivonatai , virágokat, terméseket, leveleket és szárakat színező növényi pigmentek használhatók. Szerkezetük alapja a flavilium-kation, amelyben a pirángyűrűben lévő oxigén szabad vegyértékű. Például a cianidin vöröses-lila színű, de a színe a pH függvényében változik: az oldatok pH<3-nál vörösek, 7-8-nál lilák, pH>11-nél pedig kékek. A savas antocianinok általában változó intenzitású és árnyalatú vörös színűek, lúgosban pedig kékek. Az antocianinok ilyen színváltozását úgy figyelhetjük meg, ha a ribizli , cseresznye , cékla vagy vörös káposzta színes levéhez savat vagy lúgot adunk [4] .

A hőmérséklet hatása a pH-értékekre

A hőmérséklet pH-értékekre gyakorolt hatását a hidrogénionok (H + ) eltérő disszociációja magyarázza, és nem kísérleti hiba. A hőmérsékleti hatást a pH-mérő elektronikája nem tudja kompenzálni.

A pH szerepe a kémiában és a biológiában

A környezet savassága számos kémiai folyamat szempontjából fontos, és egy-egy reakció előfordulásának lehetősége vagy eredménye gyakran függ a környezet pH-jától. A reakciórendszerben a laboratóriumi kutatások vagy a gyártás során egy bizonyos pH-érték fenntartására pufferoldatokat használnak , amelyek lehetővé teszik, hogy szinte állandó pH-értéket tartsanak fenn, ha hígítják, vagy ha kis mennyiségű savat vagy lúgot adnak az oldathoz.

A pH-értéket széles körben használják különféle biológiai közegek sav-bázis tulajdonságainak jellemzésére.

A reakcióközeg savassága különösen fontos az élő rendszerekben lezajló biokémiai reakciók szempontjából. A hidrogénionok koncentrációja az oldatban gyakran befolyásolja a fehérjék és nukleinsavak fizikai-kémiai tulajdonságait és biológiai aktivitását , ezért a szervezet normális működése szempontjából a sav-bázis homeosztázis fenntartása kiemelten fontos feladat. A biológiai folyadékok optimális pH-értékének dinamikus fenntartása a szervezet pufferrendszereinek hatására érhető el .

Az emberi szervezetben a különböző szervekben a pH-érték eltérő. A vér normál pH-ja 7,36, vagyis a vér gyengén bázikus reakciót mutat (7,34 vénás vér esetén 7,40 artériás vér esetén). A vér biokémiai változásaitól függően acidózis (savasság növekedés) vagy alkalózis (bázikusság növekedése) figyelhető meg, azonban a vér élettel összeegyeztethető pH-tartománya kicsi, hiszen a pH 6,95-re csökkenésekor is veszteség. tudatzavar lép fel, és a vérreakció a lúgos oldalra tolódik el pH = 7,7 -ig, súlyos görcsöket okoz. A vér sav-bázis egyensúlyának elfogadható határokon belüli fenntartását a vér pufferrendszerei végzik, amelyek közül a legfontosabb a hemoglobin [5] . A gyomornedv normál pH-ja (a gyomor testének lumenében éhgyomorra) 1,5 ... 2,0 [6] . A vékonybél levében a pH normál esetben 7,2 ... 7,5, fokozott szekréció esetén eléri a 8,6-ot [7] . A vastagbél tartalmának pH-ja normál esetben 6,0 és 7,2 egység között változhat, és elsősorban a mikrobiota zsírsavtermelési szintjétől függ [8] .

Jegyzetek

↑ Chemical Encyclopedia / Editorial Board: Knunyants I.L. és mások - M . : Szovjet Encyclopedia, 1988. - T. 1 (Abl-Dar). — 623 p.
↑ a kifejezés története ellentmondásos
↑ Savasság (pH) // Funkcionális gasztroenterológia: helyszín.
↑ L. A. Krasilnikova. A növények biokémiája. - 2004. - S. 163-164.
↑ Emberélettan. Szerkesztette: V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. A vér fizikai és kémiai tulajdonságai. Archiválva : 2019. augusztus 15. a Wayback Machine -nél
↑ Emberélettan. Szerkesztette: V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. A gyomor szekréciós funkciója Archiválva : 2019. augusztus 15., a Wayback Machine -nél
↑ Emberélettan. Szerkesztette: V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. Bélváladék Archiválva : 2019. augusztus 13., a Wayback Machine -nél .
↑ Akinori Osuka, Kentaro Shimizu, Hiroshi Ogura, Osamu Tasaki, Toshimitsu Hamasaki. A széklet pH-jának prognosztikai hatása kritikus állapotú betegekben // Critical Care. - 2012. - T. 16 , sz. 4 . - S. R119 . — ISSN 1364-8535 . - doi : 10.1186/cc11413 . Archiválva az eredetiből 2021. február 11-én.

Irodalom

Bates R. A pH meghatározása. Elmélet és gyakorlat / ford. angolról. szerk. akad. B. P. Nikolsky és prof. M. M. Schultz . - 2. kiadás - L .: Kémia, 1972.

Linkek

Hidrogén indikátor pH. pH táblázatok. Archiválva : 2020. január 14. a Wayback Machine -nél

Szótárak és enciklopédiák	Nagy dán Nagy dán Nagy katalán Nagy norvég Nagy orosz a világ körül Britannica (online)
Bibliográfiai katalógusokban	BNF : 11944522b GND : 4189273-2 J9U : 987007533739905171 LCCN : sh85063427 NKC : ph381261