Miljöns surhet. Konceptet med lösningens pH. Vätgassurhetsindex (pH) Analytisk volymetrisk metod

Väteindexet - pH - är ett mått på aktiviteten (i fallet med utspädda lösningar, reflekterar koncentrationen) av vätejoner i en lösning, kvantitativt uttrycker dess surhet, beräknat som den negativa (tagen med motsatt tecken) decimallogaritmen av aktiviteten av vätejoner, uttryckt i mol per liter.

pH = – log

Detta koncept introducerades 1909 av den danske kemisten Sørensen. Indikatorn kallas pH, efter de första bokstäverna i de latinska orden potentia hydrogeni - styrkan av väte, eller pondus hydrogenii - vikten av väte.

Det omvända pH-värdet är något mindre utbrett - en indikator på lösningens basicitet, pOH, lika med den negativa decimallogaritmen för koncentrationen av OH-joner i lösningen:

рОН = – logga

I rent vatten vid 25°C är koncentrationerna av vätejoner () och hydroxidjoner () desamma och uppgår till 10 -7 mol/l, detta följer direkt av autoprotolyskonstanten för vatten K w, som annars kallas för jonisk produkt av vatten:

K w = =10 –14 [mol 2 /l 2 ] (vid 25°C)

pH + pH = 14

När koncentrationerna av båda typerna av joner i en lösning är desamma, sägs lösningen vara neutral. När en syra tillsätts vatten ökar koncentrationen av vätejoner, och koncentrationen av hydroxidjoner minskar på motsvarande sätt när en bas tillsätts, tvärtom ökar halten av hydroxidjoner, och koncentrationen av vätejoner minskar. När > sägs lösningen vara sur, och när > är den alkalisk.

pH-bestämning

Flera metoder används i stor utsträckning för att bestämma pH-värdet för lösningar.

1) pH-värdet kan uppskattas ungefärligt med hjälp av indikatorer, noggrant mätt med en pH-mätare, eller bestämmas analytiskt genom att utföra syra-bastitrering.

För att grovt uppskatta koncentrationen av vätejoner används syra-basindikatorer i stor utsträckning - organiska färgämnen, vars färg beror på mediets pH. De mest kända indikatorerna inkluderar lackmus, fenolftalein, metylorange (metylorange) och andra. Indikatorer kan finnas i två olika färgade former - antingen sura eller basiska. Färgförändringen för varje indikator sker inom sitt eget surhetsintervall, vanligtvis 1-2 enheter (se tabell 1, lektion 2).

För att utöka arbetsområdet för pH-mätningar används en så kallad universell indikator, som är en blandning av flera indikatorer. Den universella indikatorn ändrar färg sekventiellt från rött till gult, grönt, blått till violett när man flyttar från en sur region till en alkalisk. Att bestämma pH med indikatormetoden är svårt för grumliga eller färgade lösningar.

2) Den analytiska volumetriska metoden - syra-bastitrering - ger också korrekta resultat för bestämning av den totala surheten i lösningar. En lösning med känd koncentration (titrant) tillsätts droppvis till testlösningen. När de blandas uppstår en kemisk reaktion. Ekvivalenspunkten - det ögonblick då det finns exakt tillräckligt med titrant för att fullständigt fullborda reaktionen - registreras med hjälp av en indikator. Sedan, med kännedom om koncentrationen och volymen av den tillsatta titrantlösningen, beräknas lösningens totala surhet.

Miljöns surhetsgrad är viktig för många kemiska processer, och möjligheten eller resultatet av en viss reaktion beror ofta på miljöns pH. För att bibehålla ett visst pH-värde i reaktionssystemet under laboratorieforskning eller i produktion används buffertlösningar, som gör det möjligt att hålla ett nästan konstant pH-värde vid utspädning eller när små mängder syra eller alkali tillsätts lösningen.

pH-värdet används i stor utsträckning för att karakterisera syra-basegenskaperna hos olika biologiska medier (tabell 2).

Reaktionsmediets surhet är av särskild betydelse för biokemiska reaktioner som förekommer i levande system. Koncentrationen av vätejoner i en lösning påverkar ofta de fysikalisk-kemiska egenskaperna och den biologiska aktiviteten hos proteiner och nukleinsyror, därför är upprätthållande av syra-bas-homeostas en uppgift av exceptionell betydelse för kroppens normala funktion. Dynamiskt underhåll av det optimala pH-värdet för biologiska vätskor uppnås genom inverkan av buffertsystem.

3) Användningen av en speciell enhet - en pH-mätare - gör att du kan mäta pH i ett bredare intervall och mer exakt (upp till 0,01 pH-enheter) än att använda indikatorer, är bekvämt och mycket exakt, gör att du kan mäta pH för ogenomskinlig och färgade lösningar och används därför i stor utsträckning.

Med hjälp av en pH-mätare mäts koncentrationen av vätejoner (pH) i lösningar, dricksvatten, livsmedel och råvaror, miljöobjekt och produktionssystem för kontinuerlig övervakning av tekniska processer, även i aggressiva miljöer.

En pH-mätare är oumbärlig för hårdvaruövervakning av pH-lösningar för separering av uran och plutonium, när kraven på korrektheten av utrustningsavläsningar utan kalibrering är extremt höga.

Enheten kan användas i stationära och mobila laboratorier, inklusive fältlaboratorier, såväl som kliniska diagnostiska, kriminaltekniska, forsknings- och produktionslaboratorier, inklusive kött-, mejeri- och bageriindustrin.

På senare tid har pH-mätare också använts i stor utsträckning i akvariegårdar, som övervakar vattenkvaliteten i hushållsförhållanden, jordbruk (särskilt inom hydrokultur) och även för att övervaka hälsodiagnostik.

Tabell 2. pH-värden för vissa biologiska system och andra lösningar

Vatten är en svag elektrolyt; den dissocierar svagt enligt ekvationen

Vid 25 °C sönderfaller 10-7 mol H2O till joner i 1 liter vatten. Koncentrationen av H+ och OH- joner (i mol/l) kommer att vara lika med

Rent vatten har en neutral reaktion. När syra tillsätts ökar koncentrationen av H+-joner, d.v.s. > 10-7 mol/l; koncentrationen av OH- joner minskar, d.v.s. mindre än 10-7 mol/l. Vid tillsats av alkali ökar koncentrationen av OH-joner: > 10-7 mol/l, alltså mindre än 10-7 mol/l.

I praktiken, för att uttrycka surheten eller alkaliniteten hos en lösning, istället för koncentration, används dess negativa decimallogaritm, vilket kallas pH-värdet:

I neutralt vatten, pH = 7. pH-värdena och motsvarande koncentrationer av H+ och OH- joner anges i tabellen. 4.

Buffertlösningar

Många analytiska reaktioner utförs vid ett strikt definierat pH-värde, som måste upprätthållas under hela reaktionen. Under vissa reaktioner kan pH förändras som ett resultat av bindning eller frisättning av H+-joner. För att hålla ett konstant pH-värde används buffertlösningar.

Buffertlösningar är oftast blandningar av svaga syror med salter av dessa syror eller blandningar av svaga baser med salter av samma baser. Om till exempel en viss mängd av en stark syra som HCl tillsätts till en acetatbuffertlösning bestående av ättiksyra CH3COOH och natriumacetat CH3COONa, kommer den att reagera med acetatjoner för att bilda något dissocierande CH3COOH:

Således kommer H+-jonerna som tillsätts till lösningen inte att förbli fria, utan kommer att bindas av CH3COO-joner, och därför kommer lösningens pH knappast att förändras. När en alkalilösning tillsätts till en acetatbuffertlösning kommer OH-jonerna att bindas av odissocierade molekyler av ättiksyra CH3COOH:

Följaktligen kommer lösningens pH i detta fall också att förbli nästan oförändrat.

Buffertlösningar behåller sin buffrande effekt upp till en viss gräns, d.v.s. de har en viss buffertkapacitet. Om det finns fler H+- eller OH-joner i lösningen än vad lösningens buffertkapacitet tillåter, kommer pH-värdet att förändras avsevärt, som i en icke-buffrad lösning.

Typiskt anger analysprocedurer vilken buffertlösning som ska användas för en given analys och hur den ska framställas. Buffertblandningar med exakta pH-värden produceras i ampuller för beredning av en 500 ml lösning.

pH = 1,00. Ingredienser: 0,084 g glykol (aminoättiksyra NH2CH2COOH), 0,066 g natriumklorid NaCl och 2,228 g saltsyra HCl.

pH = 2,00. Sammansättning: 3,215 g citronsyra C6H8O7-H2O, 1,224 g natriumhydroxid NaOH och 1,265 g saltsyra HCl.

pH = 3,00. Sammansättning: 4,235 g citronsyra C6H8O7-H2O, 1,612 g natriumhydroxid NaOH och 1,088 g saltsyra HCl.

pH = 4,00. Sammansättning: 5,884 g citronsyra C6H8O7-H2O, 2,240 g natriumhydroxid NaOH och 0,802 g saltsyra HCl.

pH = 5,00. Sammansättning: 10,128 g citronsyra C6H8O7-H2O och 3,920 g natriumhydroxid NaOH.

pH = 6,00. Sammansättning: 6,263 g citronsyra C6H8O7-H2O och 3,160 g natriumhydroxid NaOH.

pH = 7,00. Sammansättning: 1,761 g kaliumdivätefosfat KH2PO4 och 3,6325 g natriumvätefosfat Na2HPO4-2H2O.

pH = 8,00. Sammansättning: 3,464 g borsyra H3B03, 1,117 g natriumhydroxid NaOH och 0,805 g saltsyra HCl.

pH = 9,00. Sammansättning: 1,546 g borsyra H3B03, 1,864 g kaliumklorid, KCl och 0,426 g natriumhydroxid NaOH.

pH = 10,00. Sammansättning: 1,546 g borsyra H3B03, 1,864 g kaliumklorid KCl och 0,878 g natriumhydroxid NaOH.

pH = 11,00. Sammansättning: 2,225 g natriumvätefosfat Na2HPO4-2H2O och 0,068 g natriumhydroxid NaOH.

pH = 12,00. Sammansättning: 2,225 g natriumvätefosfat Na2HPO4-2H2O och 0,446 g natriumhydroxid NaOH.

pH = 13,00. Sammansättning: 1,864 g kaliumklorid KCl och 0,942 g natriumhydroxid NaOH.

Avvikelser från det nominella pH-värdet når ±0,02 för lösningar vid pH från 1 till 10 och ±0,05 vid pH från 11 till 13. Denna noggrannhet är helt tillräcklig för praktiskt arbete.

För att sätta upp pH-mätare används standardbuffertlösningar med exakta pH-värden.

1. Acetatbuffertlösning med pH=4,62: 6,005 g ättiksyra CH3COOH och 8,204 g natriumacetat CH3COONa i 1 liter lösning.

2. Fosfatbuffertlösning med pH=6,88: 4,450 g natriumvätefosfat Na2HPO4-2H2O och 3,400 g kaliumdivätefosfat KH2PO4 i 1 liter lösning.

3. Boratbuffertlösning med pH=9,22: 3,81 g natriumtetraborat Na2B4O7-10H2O i 1 liter lösning.

4. Fosfatbuffertlösning med pH=11,00: 4,450 g natriumvätefosfat Na2HPO4-2H2O och 0,136 g natriumhydroxid NaOH i 1 liter lösning.

För att förbereda buffertlösningar för agrokemisk och biokemisk analys med pH-värden från 1,1 till 12,9 med ett intervall på 0,1 används 7 basiska stamlösningar.

Lösning 1. Lös 11,866 g natriumvätefosfat Na2HPO4-2H2O i vatten och späd i en mätkolv med vatten till 1 liter (lösningskoncentration 1/15 M).

Lösning 2. Lös 9,073 kaliumdivätefosfat KH2PO4 i 1 liter vatten i en mätkolv (koncentration 1/15 M).

Lösning 3. Lös 7,507 g glykol (aminoättiksyra) NH2CH2COOH och 5,84 g natriumklorid NaCl i 1 liter vatten i en mätkolv. Från denna lösning genom att blanda med 0,1 N. buffertlösningar med pH från 1,1 till 3,5 framställs med HCl-lösning; blandning med 0,1 N. NaOH-lösning används för att framställa lösningar med pH från 8,6 till 12,9.

Lösning 4. Lös 21,014 g citronsyra C6H8O7-H2O i vatten, tillsätt 200 ml 1 N till lösningen. NaOH-lösning och späd till 1 liter med vatten i en mätkolv. Genom att blanda denna lösning med 0,1 N. buffertlösningar med pH från 1,1 till 4,9 framställs med användning av HCl-lösning; blandning med 0,1 N. Buffertlösningar med pH från 5,0 till 6,6 framställs med användning av NaOH-lösning.

Lösning 5. Lös 12,367 g borsyra H3BO3 i vatten, tillsätt 100 ml 1 N. NaOH-lösning och späd med vatten till 1 liter i en mätkolv. Genom att blanda denna lösning med 0,1 N. buffertlösningar med pH från 7,8 till 8,9 framställs med användning av HCl-lösning; blandning med 0,1 N. Buffertlösningar med pH från 9,3 till 11,0 framställs med användning av NaOH-lösning.

Lösning 6. Förbered exakt 0,1 N. HCl-lösning;

Lösning 7. Förbered exakt 0,1 N. NaOH-lösning; För att förbereda lösningen kokas destillerat vatten i 2 timmar för att avlägsna CO2. Under lagring skyddas lösningen från inträngning av CO2 från luften med ett kalciumkloridrör.

I vissa lösningar utvecklas mögel under lagring för att förhindra detta, tillsätt några droppar tymol till lösningen som konserveringsmedel. För att förbereda en buffertlösning med erforderligt pH, blanda de angivna lösningarna i ett visst förhållande (tabell 5). Volymen mäts med en byrett med en kapacitet på 100,0 ml. Alla pH-värden för buffertlösningar i tabellen anges vid en temperatur på 20 °C.

Reagenser av kemisk kvalitet används för att framställa initiala lösningar. Natriumvätefosfat Na2HPO4-2H2O förkristalliseras två gånger. Under den andra omkristallisationen bör lösningens temperatur inte överstiga 90 °C. Den resulterande beredningen fuktas lätt och torkas i en termostat vid 36 °C i två dagar. Kaliumdivätefosfat KH2PO4 omkristalliseras också två gånger och torkas vid 110-120 °C. Natriumklorid NaCl omkristalliseras två gånger och torkas vid 120 °C. Citronsyra C6H8O7-H2O omkristalliseras två gånger. Under den andra omkristallisationen bör lösningens temperatur inte överstiga 60 °C. Borsyra H3BO3 omkristalliseras två gånger ur kokande vatten och torkas vid en temperatur som inte överstiger 80 °C.

pH-värdet påverkas av buffertlösningens temperatur. I tabell Figur 6 visar pH-avvikelser beroende på temperaturen hos standardbuffertlösningar.

För att skapa ett givet pH i den analyserade lösningen under komplexometriska titreringar används buffertlösningar med följande sammansättning.

pH = 1. Saltsyra, 0,1 N. lösning.

pH = 2. En blandning av glykol NH2-CH2-COOH och dess saltsyrasalt NH2-CH2-COOH-HCl. Fast glykol (0,2-0,3 g) sätts till 100 ml saltsyrasaltlösning.

pH = 4-6,5. Acetatblandning 1 N. natriumacetatlösning och 1 N. ättiksyralösning. Lösningarna blandas före användning i lika volymer.

pH = 5. En blandning av en lösning av 27,22 g kristallint natriumacetat och 60 ml 1 N. HCl-lösning späds till 1 liter med vatten.

pH = 5,5. Acetatblandning. Lös 540 g natriumacetat i vatten och späd till 1 liter. Till den resulterande lösningen tillsätt 500 ml 1 N. ättiksyralösning.

pH = 6,5-8. Trietanolamin och dess saltsyrasalt. Blanda 1 M lösning av trietanolamin N(C2H4OH)3 och 1 M lösning av HCl i lika volymer före användning.

pH = 8,5-9,0. Ammoniak-acetatblandning. Tillsätt 300 ml isättika till 500 ml koncentrerad ammoniak och späd med vatten till 1 liter.

pH = 9. Boratblandning. Blanda 100 ml 0,3 M borsyralösning med 45 ml 0,5 N. kaustik sodalösning.

pH = 8-11. Ammoniak är ammoniumklorid. Blanda 1 N. NH4OH-lösning och 1 N. NH4Cl-lösning i lika volymer före användning.

pH = 10. Till 570 ml koncentrerad ammoniaklösning, tillsätt 70 g ammoniumklorid och späd med vatten till 1 liter.

pH = 11-13. Kaustiksoda, 0,1 N. lösning.

Vid komplexometrisk bestämning av vattnets totala hårdhet används gråbruna bufferttabletter, framställda tillsammans med en indikator (erokromsvart T). Till ett vattenprov (100 ml) räcker det att tillsätta några droppar natriumsulfidlösning (för att maskera tungmetaller), två bufferttabletter och 1 ml koncentrerad ammoniak. Efter att tabletterna lösts upp blir lösningen röd; den titreras med en 0,02 M EDTA-lösning till en stabil grön färg. 1 ml 0,02 M EDTA-lösning motsvarar 0,02 ekv/l vattenhårdhet. Tillverkad i DDR.

pH-mätning

För att bestämma pH på lösningar används speciella reagens - indikatorer, såväl som enheter - pH-mätare (elektrometrisk bestämning av pH).

Indikatorbestämning av pH. Oftast i analytisk praxis bestäms lösningens pH ungefär med användning av reaktivt indikatorpapper (i intervallet 0,5-2,0 pH-enheter). Med hjälp av universellt indikatorpapper kan du bestämma pH mer exakt (i intervallet 0,2-0,3 pH-enheter). I tabell 7 och 8 visar data på reaktiva och universella indikatorpapper.

Färgövergången för universalindikatorpapper anges i tabellen. 8 och 9. De resulterande mellanfärgerna jämförs med den bifogade jämförelseskalan och pH-värdena för testlösningen hittas från den. Indikatorpapper kan användas för att bestämma pH i vattenlösningar med låga saltkoncentrationer och i frånvaro av starka oxidationsmedel. Efter att ha bestämt pH med hjälp av universellt indikatorpapper med ett pH-område på 1,0-11,0 eller 0-12, förtydligas resultatet med Rifan-papper med ett snävare pH-område.

Elektrometrisk pH-mätning. Denna metod är användbar för att mäta pH i färgade lösningar, där det är praktiskt taget omöjligt. För mätningar används instrument - pH-mätare med en glaselektrod, som vanligtvis ersätter väteelektroden. Mycket sällan används en antimon- eller kinhydronelektrod för detta ändamål.

Glaselektroder används för att bestämma pH i lösningar som innehåller tungmetaller, oxidationsmedel och reduktionsmedel, samt kolloidala lösningar och emulsioner. Bestämning av pH med en glaselektrod baseras på förändringen i emk. ett grundämne som är reversibelt med avseende på vätejoner.

Potentialen hos glasytan i kontakt med en sur lösning beror på lösningens pH. Denna egenskap hos glas används i glaselektroder - pH-indikatorer. En glaselektrod har vanligtvis formen av ett provrör, vars botten är gjord i form av en tunnväggig glasplatta eller i form av en kula med en väggtjocklek på högst 0,01 mm. En buffertlösning med känt pH hälls i en glaselektrod och placeras i testlösningen.

En kalomelelektrod används som referenselektrod. Denna elektrod är ett kärl som innehåller kvicksilver i botten, anslutet till en krets med platinatråd. Ovanför kvicksilvret finns kalomelpasta med KCl-kristaller, och ovanpå finns mättade lösningar av KCl och kalomel (Hg2Cl2). Kontakt mellan elektroden och testlösningen sker genom en tunn asbestfiber. Kalomelreferenselektroden kan användas för pH-mätningar vid temperaturer som inte överstiger 60 °C; pH-värdet för lösningar som innehåller fluorider kan inte mätas.

pH-mätaren kontrolleras och justeras alltid med en buffertlösning vars pH ligger nära pH-värdet för den lösning som testas. Till exempel, för att mäta pH i intervallet från 2 till 6, förbered en Serensen-buffertlösning med pH = 3 eller 4, eller använd en standardbuffertlösning med pH = 4,62.

I laboratoriepraxis används pH-mätaren LPU-01 för att mäta pH, som är utformad för att bestämma pH för lösningar i intervallet från -2 till 14 med ett intervall på 4 pH-enheter: -2-2; 2-4; 6-10; 10-14. Anordningens känslighet är 0,01 pH. De använder också en speciell laboratorie-pH-mätare LPS-02; pH-mätare typ PL-U1 och bärbar pH-mätare-millivoltmeter PPM-03M1.

En industriell omvandlare med ökad noggrannhet är en pH-mätare typ pH-261, som är avsedd för att mäta pH i lösningar och massor. Under fältförhållanden används en pH-47M pH-mätare för att mäta pH i vattenlösningar; för mätning av pH för saltjordextrakt - pH-mätare PLP-64; För mjölk och mejeriprodukter används en pH-mätare pH-222-2. Arbete på pH-mätare utförs enligt instruktionerna som medföljer varje enhet.

VÄTEVÄRDE (PH). En av de viktigaste egenskaperna hos vattenlösningar är deras surhet (eller alkalinitet), som bestäms av koncentrationen av H + och OH - joner ( centimeter. ELEKTROLYTISK DISSOCIATION. ELEKTROLYTER). Koncentrationerna av dessa joner i vattenlösningar är relaterade till ett enkelt förhållande = TILL w; (hakparenteser anger vanligtvis koncentration i enheter av mol/l). Kvantiteten Kw kallas den joniska produkten av vatten och är konstant vid en given temperatur. Så vid 0 o C är det lika med 0,11 H 10 –14, vid 20 o C – 0,69 H 10 –14 och vid 100 o C – 55,0 H 10 –14. Den vanligaste betydelsen är K w vid 25 o C, vilket är lika med 1.00H 10 –14. I absolut rent vatten, som inte ens innehåller lösta gaser, är koncentrationerna av H + och OH – joner lika (lösningen är neutral). I andra fall sammanfaller inte dessa koncentrationer: i sura lösningar dominerar H + joner, i alkaliska lösningar dominerar OH - joner. Men deras produkt i vilken vattenlösning som helst är konstant. Därför, om du ökar koncentrationen av en av dessa joner, kommer koncentrationen av den andra jonen att minska med samma mängd. Så, i en svag syralösning, där = 10 –5 mol/l, = 10 –9 mol/l, och deras produkt fortfarande är lika med 10 –14. På liknande sätt, i en alkalisk lösning vid = 3,7H 10 –3 mol/l = 10 –14 /3,7H 10 –3 = 2,7H 10 –11 mol/l.

Av ovanstående följer att surheten i en lösning entydigt kan uttryckas genom att ange koncentrationen av endast vätejoner i den. Till exempel i rent vatten = 10 –7 mol/l. I praktiken är det obekvämt att arbeta med sådana nummer. Dessutom kan koncentrationerna av H+-joner i lösningar skilja sig hundratals biljoner gånger - från cirka 10–15 mol/l (starka alkalilösningar) till 10 mol/l (koncentrerad saltsyra), vilket inte kan avbildas på någon Graf. Därför har man länge varit överens om att för koncentrationen av vätejoner i en lösning bör endast exponenten av 10, taget med motsatt tecken, anges; För att göra detta bör koncentrationen uttryckas som en potens av 10x, utan en multiplikator, till exempel 3,7H 10 –3 = 10 –2,43. (För mer exakta beräkningar, särskilt i koncentrerade lösningar, används deras aktiviteter istället för koncentrationen av joner.) Denna exponent kallas väteexponenten, och förkortas pH - från beteckningen väte och det tyska ordet Potenz - matematisk grad. Således, per definition, pH = –log[H + ]; detta värde kan variera inom små gränser – endast från –1 till 15 (och oftare – från 0 till 14). I det här fallet motsvarar en förändring av koncentrationen av H+-joner med 10 gånger en förändring i pH med en enhet. pH-beteckningen infördes i vetenskapligt bruk 1909 av den danske fysikaliska kemisten och biokemisten S.P.L. Sørensen, som vid den tiden studerade de processer som inträffade under jäsningen av ölmalt och deras beroende av mediets surhet.

Vid rumstemperatur i neutrala lösningar pH = 7, i sura lösningar pH< 7, а в щелочных рН >7. Det ungefärliga pH-värdet för en vattenlösning kan bestämmas med hjälp av indikatorer. Till exempel metylorange vid pH< 3,1 имеет красный цвет, а при рН >4,4 – gul; lackmus vid pH< 6,1 красный, а при рН >8 – blå, etc. Mer exakt (upp till hundradelar av en bråkdel) kan pH-värdet bestämmas med hjälp av speciella enheter - pH-mätare. Sådana anordningar mäter den elektriska potentialen hos en speciell elektrod nedsänkt i en lösning; denna potential beror på koncentrationen av vätejoner i lösningen och kan mätas med hög noggrannhet.

Det är intressant att jämföra pH-värdena för lösningar av olika syror, baser, salter (vid en koncentration av 0,1 mol/l), såväl som vissa blandningar och naturliga föremål. För svårlösliga föreningar markerade med en asterisk anges pH för mättade lösningar.

Tabellen ger oss möjlighet att göra ett antal intressanta observationer. pH-värden anger till exempel omedelbart den relativa styrkan av syror och baser. En stark förändring i den neutrala miljön som ett resultat av hydrolysen av salter som bildas av svaga syror och baser, såväl som under dissociationen av sura salter, är också tydligt synlig.

Naturligt vatten har alltid en sur reaktion (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.

Vissa pH-värden är extremt viktiga för levande organismers liv. Biokemiska processer i dem måste ske vid en strikt specificerad surhet. Biologiska katalysatorer - enzymer kan endast arbeta inom vissa pH-gränser, och när de går över dessa gränser kan deras aktivitet minska kraftigt. Till exempel är aktiviteten av enzymet pepsin, som katalyserar hydrolysen av proteiner och därmed främjar matsmältningen av proteinmat i magen, maximal vid pH-värden på cirka 2. För normal matsmältning är det därför nödvändigt att magsaften har ganska låga pH-värden: normalt 1,53–1. Vid magsår sjunker pH-värdet till i genomsnitt 1,48, och med duodenalsår kan det till och med nå 105. Det exakta pH-värdet för magsaft bestäms genom intragastrisk undersökning (pH-sond). Om en person har låg surhet, kan läkaren ordinera att ta en svag lösning av saltsyra med mat, och om det finns hög surhet, ta antacida medel, till exempel magnesium- eller aluminiumhydroxider. Intressant nog, om du dricker citronsaft kommer surheten i magsaften att minska! En lösning av citronsyra späder faktiskt bara ut den starkare saltsyran som finns i magsaften.

I kroppens celler är pH cirka 7, i den extracellulära vätskan är det 7,4. Nervändar som är utanför celler är mycket känsliga för förändringar i pH. När mekanisk eller termisk skada uppstår på vävnader, förstörs cellväggar och deras innehåll når nervändarna. Som ett resultat känner personen smärta. Den skandinaviske forskaren Olaf Lindahl genomförde följande experiment: med hjälp av en speciell nålfri injektor injicerades en mycket tunn ström av lösning genom huden på en person, som inte skadade cellerna, utan verkade på nervändarna. Det har visat sig att det är vätekatjoner som orsakar smärta och när pH-värdet i lösningen sjunker intensifieras smärtan. På liknande sätt "verkar en lösning av myrsyra, som injiceras under huden av stickande insekter eller nässlor, direkt på nerverna." De olika pH-värdena i vävnader förklarar också varför en person med vissa inflammationer känner smärta, och med andra - inte.

Intressant nog gav injicering av rent vatten under huden särskilt svår smärta. Detta fenomen, märkligt vid första anblicken, förklaras på följande sätt: när celler kommer i kontakt med rent vatten till följd av osmotiskt tryck, spricker de och deras innehåll påverkar nervändarna.

Blodets pH-värde måste hållas inom mycket snäva gränser; även en lätt försurning (acidos) eller alkalisering (alkalos) kan leda till att organismen dör. Acidos observeras vid sjukdomar som bronkit, cirkulationssvikt, lungtumörer, lunginflammation, diabetes, feber, njur- och tarmskador. Alkolos observeras med hyperventilering av lungorna (eller med inandning av rent syre), med anemi, CO-förgiftning, hysteri, hjärntumör, överdriven konsumtion av bakpulver eller alkaliskt mineralvatten och med diuretika. Intressant nog bör pH i arteriellt blod normalt vara i intervallet 7,37–7,45, och det för venöst blod – 7,34–7,43. Olika mikroorganismer är också mycket känsliga för surheten i miljön. Patogena mikrober utvecklas alltså snabbt i en lätt alkalisk miljö, samtidigt som de inte tål en sur miljö. Därför, för att konservera (betning, saltning) produkter, används som regel sura lösningar, som tillsätter vinäger eller matsyror till dem. Rätt val av pH är också av stor betydelse för kemiska tekniska processer.

Att bibehålla det önskade pH-värdet och förhindra att det märkbart avviker åt ena eller andra hållet när förhållandena förändras är möjligt genom att använda så kallade buffertlösningar (från engelska buff - soften shocks). Sådana lösningar är ofta en blandning av en svag syra och dess salt eller en svag bas och dess salt. Sådana lösningar "motstår", inom vissa gränser (kallad buffertkapacitet), försök att ändra deras pH. Om du till exempel försöker surgöra en blandning av ättiksyra och natriumacetat något, kommer acetatjoner att binda överskott av H+-joner till lätt dissocierade ättiksyra, och lösningens pH kommer knappast att förändras (det finns många acetatjoner i buffertlösningen, eftersom de bildas som ett resultat av fullständig dissociation av natriumacetat). Å andra sidan, om man för in lite alkali i en sådan lösning kommer överskottet av OH – joner att neutraliseras av ättiksyra samtidigt som pH-värdet bibehålls. Andra buffertlösningar fungerar på liknande sätt, var och en av dem bibehåller ett specifikt pH-värde. Lösningar av sura salter av fosforsyra och svaga organiska syror - oxalsyra, vinsyra, citronsyra, ftalsyra etc. har också en buffrande effekt Buffertlösningens specifika pH-värde beror på koncentrationen av buffertkomponenterna. Således tillåter acetatbufferten dig att bibehålla lösningens pH i intervallet 3,8–6,3; fosfat (blandning av KH 2 PO 4 och Na 2 HPO 4) - i intervallet 4,8 - 7,0, borat (blandning av Na 2 B 4 O 7 och NaOH) - i intervallet 9,2-11, etc.

Många naturliga vätskor har buffrande egenskaper. Ett exempel är havsvatten, vars buffrande egenskaper till stor del beror på löst koldioxid och bikarbonatjoner HCO 3 -. Källan till det senare, förutom CO 2, är enorma mängder kalciumkarbonat i form av snäckskal, krita och kalkstenssediment i havet. Intressant nog leder den fotosyntetiska aktiviteten hos plankton, en av huvudleverantörerna av syre till atmosfären, till en ökning av miljöns pH. Detta sker i enlighet med Le Chateliers princip som ett resultat av en förskjutning i jämvikt vid absorption av löst koldioxid: 2H + + CO 3 2 – “ H + + HCO 3 – “ H 2 CO 3 “ H 2 O + CO 2. När CO 2 + H 2 O + hv ® 1/n(CH 2 O) n + O 2 avlägsnas från lösningen under fotosyntesen skiftar jämvikten åt höger och miljön blir mer alkalisk. I kroppens celler katalyseras hydreringen av CO 2 av enzymet kolsyraanhydras.

Cellvätska och blod är också exempel på naturliga buffertlösningar. Blodet innehåller alltså cirka 0,025 mol/l koldioxid och dess halt hos män är cirka 5 % högre än hos kvinnor. Koncentrationen av bikarbonatjoner i blodet är ungefär densamma (det finns också fler av dem hos män).

När man testar jord är pH en av de viktigaste egenskaperna. Olika jordar kan ha ett pH från 4,5 till 10. Speciellt pH-värdet kan användas för att bedöma jordens näringsinnehåll, samt vilka växter som kan växa framgångsrikt i en given jord. Till exempel hämmas tillväxten av bönor, sallad och svarta vinbär när jordens pH är under 6,0; kål - under 5,4; äppelträd – under 5,0; potatis – under 4,9. Sura jordar är i allmänhet mindre näringsrika eftersom de har mindre förmåga att behålla de metallkatjoner som växter behöver. Till exempel tränger vätejoner som kommer in i jorden undan bundna Ca 2+-joner från den. Och aluminiumjoner som förskjuts från lerhaltiga (aluminatsilikat) bergarter i höga koncentrationer är giftiga för jordbruksgrödor.

För att deoxidera sura jordar används kalkning - tillsats av ämnen som gradvis binder överskottssyra. Ett sådant ämne kan vara naturliga mineraler - krita, kalksten, dolomit, såväl som kalk, slagg från metallurgiska växter. Mängden deoxidationsmedel som appliceras beror på jordens buffertkapacitet. Till exempel kräver kalkning av lerjord mer deoxiderande ämnen än sandjord.

Av stor betydelse är mätningar av regnvattens pH, som kan vara ganska surt på grund av närvaron av svavelsyra och salpetersyror i det. Dessa syror bildas i atmosfären från kväve- och svaveloxider (IV), som släpps ut med avfall från många industrier, transporter, pannhus och värmekraftverk. Det är känt att surt regn med ett lågt pH-värde (mindre än 5,6) förstör växtlighet och vattenmassor. Därför övervakas regnvattnets pH ständigt.

Ilya Leenson

Kom ihåg:

En neutraliseringsreaktion är en reaktion mellan en syra och en bas som producerar salt och vatten;

Med rent vatten förstår kemister kemiskt rent vatten som inte innehåller några föroreningar eller lösta salter, det vill säga destillerat vatten.

Miljöns surhet

För olika kemiska, industriella och biologiska processer är en mycket viktig egenskap lösningens surhet, vilket kännetecknar innehållet av syror eller alkalier i lösningar. Eftersom syror och alkalier är elektrolyter används halten H+ eller OH - joner för att karakterisera surheten i mediet.

I rent vatten och i valfri lösning, tillsammans med partiklar av lösta ämnen, finns också H+ och OH - joner. Detta sker på grund av att vattnet självt dissocierar. Och även om vi anser att vatten är en icke-elektrolyt, kan det ändå dissociera: H 2 O ^ H+ + OH - . Men denna process sker i mycket liten utsträckning: i 1 liter vatten bryts bara 1 jon ner till joner. 10-7 molekyler.

I sura lösningar, som ett resultat av deras dissociation, uppstår ytterligare H+-joner. I sådana lösningar finns det betydligt fler H+-joner än OH-joner som bildas vid lätt dissociation av vatten, därför kallas dessa lösningar för sura (Fig. 11.1, vänster). Det brukar sägas att sådana lösningar har en sur miljö. Ju fler H+-joner som finns i lösningen, desto surare är mediet.

I alkalilösningar, som ett resultat av dissociation, tvärtom dominerar OH - joner, och H + katjoner är nästan frånvarande på grund av den obetydliga dissociationen av vatten. Miljön för sådana lösningar är alkalisk (Fig. 11.1, höger). Ju högre koncentration av OH - joner, desto mer alkalisk är lösningsmiljön.

I en lösning av bordssalt är antalet H+- och OH-joner detsamma och lika med 1. 10 -7 mol i 1 liter lösning. Ett sådant medium kallas neutral (Fig. 11.1, mitten). Det betyder faktiskt att lösningen varken innehåller syra eller alkali. En neutral miljö är karakteristisk för lösningar av vissa salter (bildade av alkali och stark syra) och många organiska ämnen. Rent vatten har också en neutral miljö.

PH värde

Om vi ​​jämför smaken av kefir och citronsaft, kan vi säkert säga att citronsaft är mycket surare, d.v.s. surheten i dessa lösningar är annorlunda. Du vet redan att rent vatten även innehåller H+-joner, men vattnets sura smak känns inte. Detta beror på den för låga koncentrationen av H+-joner. Ofta räcker det inte att säga att ett medium är surt eller alkaliskt, utan det är nödvändigt att karakterisera det kvantitativt.

Miljöns surhetsgrad karakteriseras kvantitativt av väteindikatorn pH (uttalas "p-ash"), associerad med koncentrationen

Vätejoner. pH-värdet motsvarar ett visst innehåll av vätekatjoner i 1 liter lösning. Rent vatten och neutrala lösningar innehåller 1 liter på 1 liter. 10 7 mol H+-joner, och pH-värdet är 7. I sura lösningar är koncentrationen av H+-katjoner större än i rent vatten, och i alkaliska lösningar är den mindre. I enlighet med detta ändras pH-värdets värde: i en sur miljö varierar det från 0 till 7, och i en alkalisk miljö varierar det från 7 till 14. Den danske kemisten Peder Sørensen föreslog först att man skulle använda pH-värdet.

Du kanske har märkt att pH-värdet är relaterat till koncentrationen av H+-joner. Att bestämma pH är direkt relaterat till att beräkna logaritmen för ett tal, som du kommer att studera i 11:e klass i matematik. Men förhållandet mellan innehållet av joner i lösningen och pH-värdet kan spåras enligt följande schema:

pH-värdet för vattenlösningar av de flesta ämnen och naturliga lösningar ligger i intervallet från 1 till 13 (Fig. 11.2).

Ris. 11.2. pH-värde för olika naturliga och konstgjorda lösningar

Søren Peder Laurits Sørensen

Dansk fysikalisk kemist och biokemist, ordförande för Royal Danish Society. Utexaminerad från Köpenhamns universitet. Vid 31 års ålder blev han professor vid Dansk Polyteknisk Institut. Han ledde det prestigefyllda fysikalisk-kemiska laboratoriet på Carlsberg-bryggeriet i Köpenhamn, där han gjorde sina viktigaste vetenskapliga upptäckter. Hans huvudsakliga vetenskapliga verksamhet ägnades åt teorin om lösningar: han introducerade begreppet pH och studerade enzymaktivitetens beroende av lösningarnas surhet. För sina vetenskapliga prestationer inkluderades Sørensen i listan över "100 framstående kemister under 1900-talet", men i vetenskapshistorien förblev han främst som vetenskapsmannen som introducerade begreppen "pH" och "pH-metri."

Bestämning av medium surhet

För att bestämma surheten hos en lösning i laboratorier används oftast en universell indikator (Fig. 11.3). Med sin färg kan du bestämma inte bara närvaron av syra eller alkali, utan också lösningens pH-värde med en noggrannhet på 0,5. För att mer exakt mäta pH finns det speciella enheter - pH-mätare (fig. 11.4). De låter dig bestämma pH för en lösning med en noggrannhet på 0,001-0,01.

Med hjälp av indikatorer eller pH-mätare kan du övervaka hur kemiska reaktioner fortskrider. Till exempel, om kloridsyra tillsätts till en lösning av natriumhydroxid, kommer en neutraliseringsreaktion att inträffa:

Ris. 11.3. En universell indikator bestämmer det ungefärliga pH-värdet

Ris. 11.4. För att mäta pH i lösningar används speciella enheter - pH-mätare: a - laboratorium (stationär); b - bärbar

I detta fall är lösningar av reagens och reaktionsprodukter färglösa. Om en pH-meterelektrod placeras i den initiala alkalilösningen, kan den fullständiga neutraliseringen av alkalin av syran bedömas av pH-värdet för den resulterande lösningen.

Tillämpning av pH-index

Att bestämma surhetsgraden i lösningar är av stor praktisk betydelse inom många områden av vetenskap, industri och andra områden av mänskligt liv.

Ekologer mäter regelbundet pH i regnvatten, floder och sjöar. En kraftig ökning av surhetsgraden i naturliga vatten kan vara en följd av luftföroreningar eller att industriavfall tränger in i vattendrag (Fig. 11.5). Sådana förändringar innebär att växter, fiskar och andra invånare i vattendrag dör.

Väteindexet är mycket viktigt för att studera och observera processer som sker i levande organismer, eftersom många kemiska reaktioner äger rum i celler. I klinisk diagnostik bestäms pH i blodplasma, urin, magsaft etc (fig. 11.6). Normalt pH i blodet är mellan 7,35 och 7,45. Även en liten förändring av pH i mänskligt blod orsakar allvarlig sjukdom, och vid pH = 7,1 och lägre börjar irreversibla förändringar som kan leda till döden.

För de flesta växter är markens surhet viktig, så agronomer gör jordanalyser i förväg och bestämmer deras pH (bild 11.7). Om surheten är för hög för en viss gröda kalkas jorden genom att tillsätta krita eller kalk.

Inom livsmedelsindustrin används syra-basindikatorer för att kontrollera kvaliteten på livsmedelsprodukter (Fig. 11.8). Till exempel är det normala pH-värdet för mjölk 6,8. Avvikelse från detta värde indikerar antingen närvaron av främmande föroreningar eller dess försurning.

Ris. 11.5. Inverkan av pH-nivån i vatten i reservoarer på den vitala aktiviteten hos växter i dem

pH-värdet för kosmetika som vi använder i vardagen är viktigt. Det genomsnittliga pH-värdet för mänsklig hud är 5,5. Om huden kommer i kontakt med produkter vars surhet avviker avsevärt från detta värde kommer detta att leda till för tidigt åldrande av huden, skada eller inflammation. Det märktes att tvätterskor som använde vanlig tvättsåpa (pH = 8-10) eller tvättläsk (Na 2 CO 3, pH = 12-13) under lång tid för att tvätta, huden på händerna blev mycket torr och täckt med sprickor. Därför är det mycket viktigt att använda olika kosmetika (geler, krämer, schampon etc.) med ett pH nära hudens naturliga pH.

LABORATORIEEXPERIMENT Nr 1-3

Utrustning: ställ med provrör, pipett.

Reagenser: vatten, kloridsyra, NaCl, NaOH-lösningar, bordsvinäger, universell indikator (lösning eller indikatorpapper), mat och kosmetiska produkter (till exempel citron, schampo, tandkräm, tvättpulver, kolsyrade drycker, juicer, etc. .) .

Säkerhets regler:

För experiment, använd små mängder reagens;

Var försiktig så att du inte får reagens på huden eller ögonen; Om ett frätande ämne kommer in, tvätta bort det med mycket vatten.

Bestämning av vätejoner och hydroxidjoner i lösningar. Fastställande av det ungefärliga pH-värdet för vatten, alkaliska och sura lösningar

1. Häll 1-2 ml i fem provrör: i provrör nr 1 - vatten, nr 2 - kloridsyra, nr 3 - natriumkloridlösning, nr 4 - natriumhydroxidlösning och nr 5 - bordsvinäger .

2. Tillsätt 2-3 droppar av en universell indikatorlösning till varje provrör eller sänk ned indikatorpapperet. Bestäm pH för lösningar genom att jämföra färgen på indikatorn på en standardskala. Dra slutsatser om förekomsten av vätekatjoner eller hydroxidjoner i varje provrör. Skriv dissociationsekvationerna för dessa föreningar.

Studie av pH i livsmedel och kosmetiska produkter

Testa prover av livsmedel och kosmetiska produkter med en universell indikator. För att studera torra ämnen, till exempel tvättpulver, måste de lösas i en liten mängd vatten (1 spatel torrsubstans per 0,5-1 ml vatten). Bestäm pH för lösningar. Dra slutsatser om surheten i miljön i var och en av de studerade produkterna.

Nyckelidé

Kontrollfrågor

130. Närvaron av vilka joner i en lösning avgör dess surhet?

131. Vilka joner finns i överskott i sura lösningar? i alkaliskt?

132. Vilken indikator beskriver kvantitativt surheten hos lösningar?

133. Vad är pH-värdet och innehållet av H+-joner i lösningar: a) neutrala; b) svagt sur; c) lätt alkalisk; d) starkt sur; e) mycket alkaliskt?

Uppdrag för att bemästra materialet

134. En vattenlösning av ett visst ämne har ett alkaliskt medium. Vilka joner är mer närvarande i denna lösning: H+ eller OH -?

135. Två provrör innehåller lösningar av nitratsyra och kaliumnitrat. Vilka indikatorer kan användas för att avgöra vilket provrör som innehåller en saltlösning?

136. Tre provrör innehåller lösningar av bariumhydroxid, nitratsyra och kalciumnitrat. Hur känner man igen dessa lösningar med ett reagens?

137. Från listan ovan, skriv separat ned formlerna för ämnen vars lösningar har ett medium: a) surt; b) alkalisk; c) neutral. NaCl, HCl, NaOH, HNO3, H3PO4, H2SO4, Ba(OH)2, H2S, KNO3.

138. Regnvatten har pH = 5,6. Vad betyder det här? Vilket ämne som finns i luften, när det löses i vatten, bestämmer surheten i miljön?

139. Vilken typ av miljö (sur eller alkalisk): a) i en schampolösning (pH = 5,5);

b) i blodet hos en frisk person (pH = 7,4); c) i human magsaft (pH = 1,5); d) i saliv (pH = 7,0)?

140. Kol som används i värmekraftverk innehåller föreningar av kväve och svavel. Utsläpp av kolförbränningsprodukter i atmosfären leder till att det bildas så kallat surt regn som innehåller små mängder nitrat- eller sulfitsyror. Vilka pH-värden är typiska för sådant regnvatten: mer än 7 eller mindre än 7?

141. Beror pH i en lösning av en stark syra på dess koncentration? Motivera ditt svar.

142. En lösning av fenolftalein sattes till en lösning innehållande 1 mol kaliumhydroxid. Kommer färgen på denna lösning att förändras om kloridsyra tillsätts till den i mängden ämne: a) 0,5 mol; b) 1 mol;

c) 1,5 mol?

143. Tre omärkta provrör innehåller färglösa lösningar av natriumsulfat, natriumhydroxid och sulfatsyra. pH-värdet mättes för alla lösningar: i det första provröret - 2,3, i det andra - 12,6, i det tredje - 6,9. Vilket provrör innehåller vilket ämne?

144. Eleven köpte destillerat vatten på apoteket. pH-mätaren visade att detta vattens pH-värde var 6,0. Eleven kokade sedan detta vatten länge, fyllde behållaren till toppen med varmt vatten och stängde locket. När vattnet svalnat till rumstemperatur detekterade pH-mätaren ett värde på 7,0. Efter detta förde eleven luft genom vattnet med ett sugrör, och pH-mätaren visade återigen 6,0. Hur kan resultaten av dessa pH-mätningar förklaras?

145. Varför tror du att två flaskor vinäger från samma tillverkare kan innehålla lösningar med lite olika pH-värden?

Detta är läroboksmaterial