Показатель pH¶

pH — отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе, одна из основных характеристик кислотно-основного состояния среды. Шкала pH имеет диапазон значений от 0 до 14 при 25 °C; значения меньше 7 соответствуют кислой среде, равное 7 — нейтральной (для чистой воды), больше 7 — щелочной. Показатель pH является безразмерной величиной и широко применяется в химии, биологии, медицине, сельском хозяйстве и промышленности.

¶История

Термин введён датским химиком Сёреном Сёренсеном в 1909 году в работе, опубликованной в журнале Biochemische Zeitschrift. Сёренсен предложил обозначение «pH», где буква «p» традиционно трактуется как отрицательный десятичный логарифм (от немецкого Potenz — «степень, мощность»), а «H» — символ химического элемента водорода. Первоначально величина была определена как pH = −lg[H⁺], где [H⁺] — концентрация ионов водорода в моль/л. Позднее, с развитием теории электролитической диссоциации и пониманием роли активности, определение было уточнено: pH = −lg a(H⁺), где a(H⁺) — активность ионов водорода.

¶Определение и расчёт

В строгом термодинамическом смысле pH определяется через активность:

pH = −lg a(H⁺) = −lg (γ[H⁺])

где γ — коэффициент активности, а [H⁺] — молярная концентрация. В разбавленных растворах коэффициент активности близок к единице, поэтому используется упрощённое выражение pH = −lg[H⁺]. Для чистой воды при 25 °C концентрация ионов водорода и гидроксида равна 10⁻⁷ моль/л, что соответствует pH = 7. Умножение константы ионного продукта воды Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ (при 25 °C) позволяет определить pH при известной pOH: pH + pOH = 14.

¶Шкала и значения

Важно, что шкала pH логарифмическая: изменение на единицу означает десятикратное изменение концентрации ионов водорода. Раствор с pH = 3 в 100 раз кислее, чем раствор с pH = 5.

¶Измерение pH

¶Индикаторные методы

Кислотно-основные индикаторы — органические красители, меняющие окраску в зависимости от pH. Классические примеры: лакмус (красный в кислой среде, синий — в щелочной), фенолфталеин (бесцветный при pH < 8,2, малиновый — при pH > 10), метиловый оранжевый, бромтимоловый синий. Каждый индикатор имеет свой интервал перехода (обычно 1,5–2 единицы pH).

¶Электрометрический метод

Наиболее точный способ измерения pH — с помощью стеклянного электрода, предложенного Фрицем Габером и Людвигом Кольмансом в 1909 году. Электрод работает как концентрационный элемент: между внутренним и внешним растворами возникает разность потенциалов, пропорциональная разности pH. Современные pH-метры обеспечивают точность до 0,01 единицы pH.

¶Значение pH в природе и практике

В биологии и медицине кислотно-основное состояние крови человека поддерживается в узком диапазоне pH 7,35–7,45; отклонения (ацидоз, алкалоз) угрожают жизни. pH желудочного сока составляет около 1,5–2, pH мочи — 4,5–8, pH слюны — около 6,8–7,4. В сельском хозяйстве pH почвы определяет доступность растениям питательных веществ; большинство культур предпочитают pH 6–7. В промышленности контроль pH необходим при производстве бумаги, текстиля, продуктов питания, в водоподготовке и очистке сточных вод.

¶Интересные факты

• Шкала pH формально может выходить за пределы 0–14: растворы с очень высокой концентрацией кислот или щелочей имеют pH меньше 0 или больше 14.
• Показатель pH морской воды в открытом океане составляет около 8,1; по мере роста концентрации углекислого газа в атмосфере океан подкисляется.
• Сёренсен работал в лаборатории пивоваренного завода Carlsberg, что и обусловило его интерес к контролю pH в биохимических системах.

¶Источники

1. Сёренсен С. П. Показатель pH // Biochemische Zeitschrift. — 1909.
2. Габер Ф., Кольманс Л. — теория стеклянного электрода.
3. Хомченко Г. П. Химия для поступающих в вузы. — М.: Высшая школа.
4. Перельман А. И., Зимин А. С. Физическая химия. — М.: Высшая школа.
5. Глинка Н. Л. Общая химия. — М.: Высшая школа.