Водневий показник кислотності (рН). Водневий показник (рН) Підлужування живильного розчину

Вода – дуже слабкий електроліт, незначною мірою дисоціює, утворюючи іони водню (H +) та гідроксид-іони (OH –),

Цьому процесу відповідає константа дисоціації:

Оскільки ступінь дисоціації води дуже мала, то рівноважна концентрація недисоційованих молекул води з достатньою точністю дорівнює загальній концентрації води, тобто 1000/18 = 5,5 моль/дм 3 .
У розведених водяних розчинах концентрація води мало змінюється і її можна вважати постійною величиною. Тоді вираз константи дисоціації води перетворюється так:

Константа , рівна добутку концентрації іонів H + і OH - , являє собою постійну величину і називається іонним витвіром води. У чистій воді при 25 ºС концентрації іонів водню та гідроксид-іонів рівні та становлять

Розчини, у яких концентрації іонів водню та гідроксид-іонів однакові, називаються нейтральними розчинами.

Так, за 25 ºС

– нейтральний розчин;

> – кислий розчин;

< – щелочной раствор.

Замість концентрацій іонів H+ та OH – зручніше користуватися їх десятковими логарифмами, взятими зі зворотним знаком; позначаються символами pH і pOH:

;

Десятковий логарифм концентрації іонів водню, взятий із зворотним знаком, називається водневим показником(pH) .

Іони води в деяких випадках можуть взаємодіяти з іонами розчиненої речовини, що призводить до суттєвої зміни складу розчину та його pH.

Таблиця 2

Формули розрахунку водневого показника (рН)

* Значення констант дисоціації ( K) зазначені у додатку 3.

p K= - lg K;

HAn – кислота; KtOH – основа; KtAn – сіль.

При обчисленнях рН водних розчинів необхідно:

1. Визначити природу речовин, що входять до складу розчинів, та підібрати формулу для розрахунку pH (таблиця 2).

2. Якщо в розчині є слабка кислота або основа, знайти за довідником або в додатку 3 p Kцього з'єднання.

3. Визначити склад та концентрацію розчину ( З).

4. Підставити чисельні значення молярної концентрації ( З) і р K
у розрахункову формулу та обчислити рН розчину.

У таблиці 2 наведено формули розрахунку pH у розчинах сильних і слабких кислот і основ, буферних розчинах та розчинах солей, що піддаються гідролізу.

Якщо в розчині є тільки сильна кислота (HАn), яка є сильним електролітом і практично повністю дисоціює на іони то водневий показник (pH) буде залежати від концентрації іонів водню (H +) у цій кислоті та визначатися за формулою (1).

Якщо в розчині є тільки сильна основа , яка є сильним електролітом і практично повністю дисоціює на іони , то водневий показник (pH) залежатиме від концентрації гідроксид-іонів (OH –) у розчині та визначатиметься за формулою (2).

Якщо в розчині є тільки слабка кислота або тільки слабка основа, то pH таких розчинів визначається за формулами (3), (4).

Якщо в розчині є суміш сильної і слабкої кислот, то іонізація слабкої кислоти практично пригнічена сильною кислотою, тому при розрахунку рН у таких розчинах нехтують присутністю слабких кислот і використовують формулу розрахунку, що застосовується для сильних кислот (1). Такі ж міркування вірні і для випадку, коли в розчині присутня суміш сильної та слабкої основ. Обчислення рН ведуть за формулою (2).

Якщо в розчині є суміш сильних кислот або сильних основ, то обчислення рН ведуть за формулами розрахунку рН для сильних кислот (1) або основ (2), попередньо підсумувавши концентрації компонентів.

Якщо ж розчин містить сильну кислоту та її сіль або сильну основу та її сіль, то рН залежить тільки від концентрації сильної кислоти або сильної основи та визначається за формулами (1) або (2).

Якщо в розчині присутня слабка кислота та її сіль (наприклад, CH 3 COOH та CH 3 COONa; HCN і KCN) або слабка основа та його сіль (наприклад, NH 4 OH та NH 4 Cl), то ця суміш являє собою буферний розчинта рН визначається за формулами (5), (6).

Якщо в розчині присутня сіль, утворена сильною кислотою і слабкою основою (гідролізується по катіону) або слабкою кислотою і сильною основою (гідролізується по аніону), слабкою кислотою і слабкою основою (гідролізується по катіону та аніону), то ці солі, піддаючись гідролізу, змінюють величину рН, а розрахунок ведеться за формулами (7), (8), (9).

приклад 1.Обчисліть pH водного розчину солі NH 4 Br із концентрацією .

Рішення. 1. У водному розчині сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою, гідролізується по катіону відповідно до рівнянь:

У водному розчині в надлишку залишаються іони водню (Н+).

2. Для обчислення pH скористаємося формулою розрахунку водневого показника для солі, що піддається гідролізу катіону:

Константа дисоціації слабкої основи
(р K = 4,74).

3. Підставимо чисельні значення у формулу та обчислимо водневий показник:

приклад 2.Обчисліть pH водного розчину, що складається із суміші гідроксиду натрію, моль/дм 3 і гідроксиду калію, моль/дм 3 .

Рішення. 1. Гідроксид натрію (NaOH) та гідроксид калію (KOH) відносяться до сильних основ, які практично повністю дисоціюють у водних розчинах на катіони металу та гідроксид-іони:

2. Водневий показник визначатиметься сумою гідроксид-іонів. Для цього підсумовуємо концентрації лугів:

3. Обчислену концентрацію підставимо у формулу (2) для обчислення pH сильних основ:

приклад 3.Розрахуйте pH буферного розчину, що складається з 0,10 М розчину мурашиної кислоти та 0,10 М розчину форміату натрію, розведеного в 10 разів.

Рішення. 1. Мурашина кислота HCOOH – слабка кислота, у водному розчині лише частково дисоціює на іони, у додатку 3 знаходимо мурашину кислоту :

2. Форміат натрію HCOONa – сіль, утворена слабкою кислотою та сильною основою; гідролізується по аніону, в розчині з'являється надлишок гідроксид-іонів:

3. Для обчислення pH скористаємося формулою для обчислення водневих показників буферних розчинів, утворених слабкою кислотою та її сіллю, за формулою (5)

Підставимо чисельні значення у формулу та отримаємо

4. Водневий показник буферних розчинів при розведенні не змінюється. Якщо розчин розбавити в 10 разів, його рН збережеться 3,76.

приклад 4.Обчисліть водневий показник розчину оцтової кислоти концентрації 0,01 М, ступінь дисоціації якої дорівнює 4,2%.

Рішення.Оцтова кислота відноситься до слабких електролітів.

У розчині слабкої кислоти концентрація іонів менша за концентрацію самої кислоти і визначається як a∙C.

Для обчислення рН скористаємося формулою (3):

Приклад 5.До 80 см 3 0,1 н розчину СН 3 СООН додали 20 см 3 0,2
н розчину CH3COONa. Розрахуйте рН одержаного розчину, якщо K(СН 3 СООН) = 1,75∙10 -5 .

Рішення. 1. Якщо в розчині знаходяться слабка кислота (СН 3 СООН) та її сіль (CH 3 COONa), то це буферний розчин. Розраховуємо рН буферного розчину даного складу за формулою (5):

2. Об'єм розчину, отриманого після зливання вихідних розчинів, дорівнює 80 + 20 = 100 см 3 звідси концентрації кислоти і солі дорівнюватимуть:

3. Отримані значення концентрацій кислоти та солі підставимо
у формулу

Приклад 6.До 200 см 3 0,1 н розчину соляної кислоти додали 200 см 3 0,2 н розчину калію гідроксиду, визначити рН отриманого розчину.

Рішення. 1. Між соляною кислотою (HCl) та гідроксидом калію (KOH) протікає реакція нейтралізації, в результаті якої утворюється хлорид калію (KCl) та вода:

HCl + KOH → KCl + H2O.

2. Визначимо концентрацію кислоти та основи:

По реакції HCl та KOH реагують як 1: 1, тому в такому розчині надлишку залишається KOH з концентрацією 0,10 – 0,05 = 0,05 моль/дм 3 . Так як сіль KCl гідролізу не піддається і не змінює рН води, то на величину рН вплине гідроксид калію, що знаходиться в надлишку в цьому розчині. KOH є сильним електролітом, для розрахунку рН використовуємо формулу (2):

135. Скільки грамів гідроксиду калію міститься в 10 дм 3 розчину, водневий показник якого дорівнює 11?

136. Водневий показник (рН) одного розчину дорівнює 2, а іншого – 6. У 1 дм 3 якого розчину концентрація іонів водню більша і у скільки разів?

137. Вкажіть реакцію середовища та знайдіть концентрацію та іонів у розчинах, для яких рН дорівнює: а) 1,6; б) 10,5.

138. Обчисліть рН розчинів, у яких концентрація дорівнює (моль/дм 3): а) 2,0?10 -7; б) 8,1∙10 –3; в) 2,7∙10 -10 .

139. Обчисліть рН розчинів, у яких концентрація іонів дорівнює (моль/дм 3): a) 4,6∙10 –4 ; б) 8,1 ∙ 10 -6; в) 9,3∙10 -9 .

140. Обчисліть молярну концентрацію одноосновної кислоти (НАn) у розчині, якщо: а) рН = 4, α = 0,01; б) рН = 3, α = 1%; в) pH = 6,
α = 0,001.

141. Обчисліть рН 0,01 н розчину оцтової кислоти, в якому ступінь дисоціації кислоти дорівнює 0,042.

142. Обчисліть рН наступних розчинів слабких електролітів:
а) 0,02 М NH 4 OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,05 н HCOOH; г) 0,01 М CH 3 COOH.

143. Чому дорівнює концентрація розчину оцтової кислоти, рН якої дорівнює 5,2?

144. Визначте молярну концентрацію розчину мурашиної кислоти (HCOOH), рН якого 3,2 ( KНСООН = 1,76∙10 -4).

145. Знайдіть ступінь дисоціації (%) та 0,1 М розчину СН 3 СООН, якщо константа дисоціації оцтової кислоти дорівнює 1,75∙10 –5 .

146. Обчисліть і рН 0,01 М та 0,05 н розчинів H 2 SO 4 .

147. Обчисліть рН розчину H 2 SO 4 з масовою часткою кислоти 0,5 % ( ρ = 1,00 г/см3).

148. Обчисліть pH розчину гідроксиду калію, якщо 2 дм 3 розчину міститься 1,12 г KОН.

149. Обчисліть pH 0,5 М розчину гідроксиду амонію. = 1,76 · 10 -5.

150. Обчисліть рН розчину, отриманого при змішуванні 500 см 3 0,02 М CH 3 COOH з рівним об'ємом 0,2 М CH 3 COOK.

151. Визначте pH буферної суміші, що містить рівні обсяги розчинів NH 4 OH та NH 4 Cl з масовими частками 5,0 %.

152. Обчисліть, у якому співвідношенні треба змішати ацетат натрію та оцтову кислоту, щоб отримати буферний розчин pH = 5.

153. У якому водному розчині ступінь дисоціації найбільший: а) 0,1 М СН 3 СООН; б) 0,1 М НСООН; в) 0,1 М HCN?

154. Виведіть формулу для розрахунку рН: а) ацетатної буферної суміші; б) аміачної буферної суміші.

155. Обчисліть молярну концентрацію розчину HCOOH, що має pH = 3.

156. Як зміниться рН, якщо вдвічі розбавити водою: а) 0,2 М розчину HCl; б) 0,2 М розчин СН 3 СООН; в) розчин, що містить 0,1 М СН 3 СООН та 0,1 М СН 3 СООNa?

157*. 0,1 н розчин оцтової кислоти нейтралізували 0,1 н розчином натрію гідроксиду на 30 % своєї початкової концентрації. Визначте рН одержаного розчину.

158*. До 300 см 3 0,2 М розчину мурашиної кислоти ( K= 1,8∙10 –4) додали 50 см 3 0,4 М розчину NaOH. Виміряли рН і потім розчин розбавили в 10 разів. Розрахуйте рН розведеного розчину.

159*. До 500 см 3 0,2 М розчину оцтової кислоти ( K= 1,8∙10 –5) додали 100 см 3 0,4 М розчину NaOH. Виміряли рН і потім розчин розбавили в 10 разів. Розрахуйте рН розведеного розчину, напишіть рівняння хімічної реакції.

160*. Для підтримки необхідного значення рН хімік приготував розчин: до 200 см 3 0,4 М розчину мурашиної кислоти додав 10 см 3 0,2 % розчину KОН ( p= 1 г/см 3) та отриманий обсяг розбавив у 10 разів. З яким значенням рН отримано розчин? ( K HCOOH = 1,8∙10 -4).

Водневий показник, pH(Лат. pondus Hydrogenii- «Вага водню», вимовляється «Пе аш») - міра активності (у сильно розведених розчинах еквівалентна концентрації) іонів водню в розчині, яка кількісно виражає його кислотність. Рівний за модулем і протилежний за знаком десяткового логарифму активності водневих іонів, яка виражена в молях на один літр:

Історія водневого показника pH.

Концепція водневого показникавведено датським хіміком Серенсеном 1909 року. Показник називається pH (за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni- Сила водню, або pondus hydrogeni- Вага водню). У хімії поєднанням pXзазвичай позначають величину, яка дорівнює lg X, а буквою Hу цьому випадку позначають концентрацію іонів водню ( H+), або, вірніше, термодинамічної активності гідроксоній-іонів.

Рівняння, що зв'язують pH та pOH.

Виведення значення pH.

У чистій воді при 25 °C концентрації іонів водню ([ H+]) та гідроксид-іонів ([ OH− ]) виявляються однаковими і дорівнюють 10 −7 моль/л, це чітко випливає з визначення іонного добутку води, що дорівнює [ H+] · [ OH− ] і дорівнює 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Якщо концентрації двох видів іонів у розчині виявляться однаковими, у такому разі говориться, що розчин нейтральна реакція. При додаванні кислоти до води концентрація іонів водню зростає, а концентрація гідроксид-іонів знижується, при додаванні основи - навпаки, збільшується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню зменшується. Коли [ H+] > [OH− ] говориться, що розчин виявляється кислим, а при [ OH − ] > [H+] - лужним.

Щоб було зручніше уявляти, для позбавлення від негативного показника ступеня замість концентрацій іонів водню використовують їх десятковий логарифм, який береться з протилежним знаком, що є водневим показником. pH.

Показник основності розчину pOH.

Трохи меншу популяризацію має зворотна pHвеличина - показник основності розчину, pOH, яка дорівнює десятковому логарифму (негативному) концентрації в розчині іонів OH − :

як у будь-якому водному розчині при 25 °C, отже, при цій температурі:

Значення рН у розчинах різної кислотності.

Врозріз із поширеною думкою, pHможе змінюватися крім інтервалу 0 - 14, також може виходити за ці межі. Наприклад, при концентрації іонів водню [ H+] = 10 −15 моль/л, pH= 15, при концентрації іонів гідроксиду 10 моль/л pOH = −1 .

Т.к. при 25 °C (стандартних умовах) [ H+] [OH − ] = 10 −14 , то ясно, що за такої температури pH + pOH = 14.

Т.к. в кислих розчинах [ H+] > 10 −7 , отже, у кислих розчинів pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pHнейтральних розчинів дорівнює 7. При вищих температурах константа електролітичної дисоціації води збільшується, отже, збільшується іонний добуток води, тоді буде нейтральною pH= 7 (що відповідає одночасно збільшеним концентраціям як H+, так і OH−); зі зниженням температури, навпаки, нейтральна pHзбільшується.

Методи визначення значення pH.

Існує кілька методів визначення значення pHрозчинів. Водневий показник приблизно оцінюють за допомогою індикаторів, точно вимірювати за допомогою pH-метра чи визначати аналітичним шляхом, проводячи кислотно-основне титрування.

Для грубої оцінки концентрації водневих іонів часто використовують кислотно-основні індикатори- Органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pHсередовища. Найпопулярніші індикатори: лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий (метилоранж) та ін. Індикатори можуть бути в 2х по-різному забарвлених формах - або кислотної, або в основний. Зміна кольору всіх індикаторів відбувається у своєму інтервалі кислотності, що часто становить 1-2 одиниці.
Для збільшення робочого інтервалу виміру pHзастосовують універсальний індикаторякий 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 pHіндикаторним методом утруднено для каламутних чи пофарбованих розчинів.
Застосування спеціального приладу pH-метра - дає можливість вимірювати pHу ширшому діапазоні і точніше (до 0,01 одиниці pH), ніж з допомогою індикаторів. Іонометричний метод визначення pH ґрунтується на вимірюванні мілівольтметром-іонометром ЕРС гальванічного ланцюга, що включає скляний електрод, потенціал якого залежить від концентрації іонів H+в навколишньому розчині. Спосіб має високу точність і зручність, особливо після калібрування індикаторного електрода в обраному діапазоні рН, що дає вимірювати pHнепрозорих та кольорових розчинів і тому часто застосовується.
Аналітичний об'ємний метод — кислотно-основне титрування- Також дає точні результати визначення кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додають розчину, який досліджується. При їхньому змішуванні відбувається хімічна реакція. Точка еквівалентності - момент, коли титранта точно вистачає, для повного завершення реакції - фіксується за допомогою індикатора. Після цього, якщо відома концентрація та обсяг доданого розчину титранту, визначається кислотність розчину.
pH:

0,001 моль/Л HClпри 20 °C має pH=3, при 30 °C pH=3,

0,001 моль/Л NaOHпри 20 °C має pH=11,73, при 30 °C pH=10,83,

Вплив температури на значення pHпояснюють різною дисоціацією іонів водню (H+) і не є помилкою експерименту. Температурний ефект не можна компенсувати за рахунок електроніки pH-метра.

Роль pH в хімії та біології.

Кислотність середовища має важливе значення для більшості хімічних процесів, і можливість протікання або результат тієї чи іншої реакції часто залежить від pHсередовища. Для підтримки певного значення pHу реакційній системі під час проведення лабораторних досліджень чи виробництві застосовують буферні розчини, дозволяють зберігати майже постійне значення pHпри розведенні або при додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або луги.

Водневий показник pHчасто застосовують характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ.

Для біохімічних реакцій сильне значення має кислотність реакційного середовища, які у живих системах. Концентрація в розчині іонів водню найчастіше 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 pHбіологічних рідин досягається під впливом буферних систем організму.

У людському організмі у різних органах водневий показник виявляється різним.

Деякі значення pH.
Речовина
Електроліт у свинцевих акумуляторах
Шлунковий сік
Лимонний сік (5% розчин лимонної кислоти)
Харчовий оцет
Кока-кола
Яблучний сік




Шкіра здорової людини
Кислотний дощ
Питна вода


Чиста вода при 25 °C

Морська вода
Мило (жирове) для рук
Нашатирний спирт
Відбілювач (хлорне вапно)
Концентровані розчини лугів

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 pH. 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 одержувати максимальні врожаї високої якості, потрібно точно регулювати pH живильних 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 складають 10 -7 моль/л, це безпосередньо випливає з константи автопротолізу води К w , яку інакше 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).

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).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. Отже, 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 1. Водневі показники для розчинів
Розчин	РН
HCl	1,0
H 2 SO 4	1,2
H 2 C 2 O 4	1,3
NaHSO 4	1,4
Н 3 РВ 4	1,5
Шлунковий сік	1,6
Винна кислота	2,0
Лимонна кислота	2,1
HNO 2	2,2
Лимонний сік	2,3
Молочна кислота	2,4
Саліцилова кислота	2,4
Столовий оцет	3,0
Сік грейпфруту	3,2
СО 2	3,7
Яблучний сік	3,8
H 2 S	4,1
Сеча	4,8–7,5
Чорна кава	5,0
Слина	7,4–8
Молоко	6,7
Кров	7,35–7,45
Жовч	7,8–8,6
Вода океанів	7,9–8,4
Fe(OH) 2	9,5
MgO	10,0
Mg(OH) 2	10,5
Na 2 CO 3	11
Ca(OH) 2	11,5
NaOH	13,0

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