Brint indikator
Brintindeks [1] ( pH , fra lat. pondus H ydrogenii [ 2] - "vægt af brint"; udtales "pe-aske" ) - et mål til at bestemme surhedsgraden af vandige opløsninger . Forbundet med koncentrationen af hydrogenioner , hvilket svarer til aktiviteten af hydrogenioner i stærkt fortyndede opløsninger.
For vandige opløsninger (under standardbetingelser ) er pH:
pH < 7 svarer til en sur opløsning ;
pH \u003d 7 svarer til en neutral opløsning , nogle gange omtalt som sur;
pH > 7 svarer til den basiske opløsning .
Brintindeks kan bestemmes ved hjælp af syre-base-indikatorer , målt med et potentiometrisk pH-meter, eller beregnet med formlen som en værdi modsat i fortegn og lig i modulus med decimallogaritmen af aktiviteten af hydrogenioner, udtrykt i mol pr. liter:
![{\displaystyle {\mbox{pH}}=-\lg \left[{\mbox{H}}^{+}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e8c3a768ac7a78e3e1cd87392dafea201e843031)
Nøjagtig måling og regulering af pH er afgørende i forskellige grene af kemi , biologi , materialevidenskab, teknologi, medicin og agronomisk kemi .
Historie
Konceptet blev introduceret i 1909 af den danske kemiker Sørensen . Indikatoren kaldes pH, efter de første bogstaver i de latinske ord potentia hydrogenii - styrken af brint, eller pondus hydrogenii - vægten af brint. Generelt er det i kemi sædvanligt at angive en værdi lig med -lg X ved kombinationen p X. For eksempel udtrykkes styrken af syrer ofte som p K a = −lg K a .
I tilfælde af pH angiver bogstavet H koncentrationen af hydrogenioner (H + ), eller mere præcist, den termodynamiske aktivitet af hydroniumioner .
Ligninger vedrørende pH og pOH
Afledning af pH-værdien
I rent vand er koncentrationerne af hydrogenioner ([H + ]) og hydroxidioner ([OH- ] ) de samme og ved 22°C er 10 −7 mol/l hver, dette følger direkte af definitionen af ionen produkt af vand , som er lig med [H + ] [OH - ] og er 10 -14 mol 2 / l 2 (ved 25 ° C).
Når koncentrationerne af begge typer ioner i en opløsning er de samme, siges opløsningen at være neutral . Når en syre tilsættes vand , stiger koncentrationen af brintioner (faktisk er det ikke koncentrationen af ionerne selv, der stiger - ellers kan syres evne til at "hæfte" en brintion føre til dette - men koncentration af netop sådanne forbindelser med en hydrogenion "hæftet" til syren), men koncentrationen af hydroxidioner falder tilsvarende, når en base tilsættes, tværtimod stiger indholdet af hydroxidioner, og koncentrationen af hydrogenioner falder . Når [H + ] > [OH - ], siger de, at opløsningen er sur , og når [OH - ] > [H + ] - basisk .
For nemheds skyld, for at slippe af med den negative eksponent, i stedet for koncentrationen af hydrogenioner, bruger de dens decimallogaritme taget med det modsatte fortegn , som faktisk er brintindikatoren - pH.
![{\displaystyle {\text{pH}}=-\lg \left[{\mbox{H}}^{+}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/84b6c4df1005ec6425445f99f778382ccc74861f)
pOH
Den gensidige pH-værdi er noget mindre udbredt - indikatoren for opløsningens basicitet, pOH, lig med den negative decimallogaritme af koncentrationen i opløsningen af OH - ioner :
![{\displaystyle {\text{pOH}}=-\lg \left[{\mbox{OH}}^{-}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/87cffb2ebc7515d5cc635fda36511214022adcd8)
Da i enhver vandig opløsning ved 25 ° C , er det indlysende, at ved denne temperatur:
![[\text{H}^+] [\text{OH}^-] = 1{,}0 \cdot 10^{-14}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fe924dbdb08faab9bd9648694c422ee5b5a9b5a1)
pH-værdier i opløsninger med varierende surhedsgrad
|
Siden ved 25 ° C (standardbetingelser) [H + ] [OH - ] \u003d 10 -14 , er det klart, at ved denne temperatur er pH + pOH \u003d 14.
Da i sure opløsninger [H + ] > 10 −7 , så for sure opløsninger pH < 7, på samme måde, for basiske opløsninger pH > 7, er pH-værdien af neutrale opløsninger 7. Ved højere temperaturer stiger den elektrolytiske dissociationskonstant for vand. og det ioniske produktet af vand, så pH < 7 er neutral (hvilket svarer til samtidig øgede koncentrationer af både H + og OH − ); tværtimod, når temperaturen falder, stiger den neutrale pH.
Forholdet mellem pKa og pH
- indikator for surhedskonstant
Henderson-Hasselbach-ligningen
![{\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \ret)}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9629f69c46b4bc19ae8dc5247fdebd352c49a47e)
Metoder til bestemmelse af pH-værdien
Adskillige metoder er meget brugt til at bestemme pH-værdien af opløsninger. pH- værdien kan tilnærmes med indikatorer, måles nøjagtigt med et pH-meter eller bestemmes analytisk ved at udføre en syre-base titrering.
- For et groft estimat af koncentrationen af hydrogenioner er syre-base-indikatorer meget udbredt - organiske farvestoffer , hvis farve afhænger af mediets pH. De mest berømte indikatorer inkluderer lakmus , phenolphtalein , methylorange (methylorange) og andre. Indikatorer kan eksistere i to forskelligt farvede former, enten sure eller basiske. Farveændringen for hver indikator forekommer i dens surhedsgrad, normalt 1-2 enheder.
- For at udvide arbejdsområdet for pH-måling anvendes den såkaldte universelle indikator , som er en blanding af flere indikatorer. Den universelle indikator skifter konsekvent farve fra rød gennem gul , grøn , blå til lilla, når den flyttes fra en sur region til en basisk. Bestemmelse af pH ved hjælp af indikatormetoden er vanskelig for uklare eller farvede opløsninger.
- Ved at bruge en speciel enhed - et pH-meter - kan du måle pH i et bredere område og mere præcist end med indikatorer. Den ionometriske metode til bestemmelse af pH er baseret på måling af EMF i et galvanisk kredsløb med et millivoltmeter-ionometer, inklusive en speciel glaselektrode , hvis potentiale afhænger af koncentrationen af H + ioner i den omgivende opløsning. Metoden er praktisk og meget nøjagtig, især efter kalibrering af indikatorelektroden i et udvalgt pH-område, giver den mulighed for at måle pH i uigennemsigtige og farvede opløsninger og er derfor meget udbredt.
- Analytisk volumetrisk metode - syre-base titrering - giver også nøjagtige resultater til bestemmelse af surhedsgraden af opløsninger. En opløsning af kendt koncentration (titrant) tilsættes dråbevis til testopløsningen. Når de blandes, sker der en kemisk reaktion. Ækvivalenspunktet - det øjeblik, hvor titranten er nøjagtig nok til fuldstændig at fuldføre reaktionen - fastlægges ved hjælp af en indikator. Yderligere, ved at kende koncentrationen og volumen af den tilsatte titrantopløsning, beregnes surhedsgraden af opløsningen.
- I mangel af instrumenter til at bestemme pH, kan vandige ekstrakter af anthocyaniner , plantepigmenter, der farver blomster, frugter, blade og stængler, anvendes. Grundlaget for deres struktur er flavylium-kationen, hvor oxygenet i pyranringen er frit valent. For eksempel har cyanidin en rødlilla farve, men farven ændres med pH: opløsninger er røde ved pH<3, lilla ved pH 7-8 og blå ved pH>11. Normalt i syre har anthocyaniner en rød farve af varierende intensitet og nuancer, og i basisk er de blå. Sådanne ændringer i farven på anthocyaniner kan observeres ved at tilsætte syre eller alkali til den farvede saft af ribs , kirsebær , rødbeder eller rødkål [4] .
Effekt af temperatur på pH-værdier
Temperaturens indvirkning på pH-værdier forklares af den forskellige dissociation af hydrogenioner (H + ) og er ikke en eksperimentel fejl. Temperatureffekten kan ikke kompenseres af pH-meterets elektronik.
pHs rolle i kemi og biologi
Surhedsgraden i miljøet er vigtig for mange kemiske processer, og muligheden for forekomsten eller resultatet af en bestemt reaktion afhænger ofte af miljøets pH. For at opretholde en vis pH-værdi i reaktionssystemet under laboratorieforskning eller i produktion , anvendes bufferopløsninger , som gør det muligt at opretholde en næsten konstant pH-værdi, når den fortyndes, eller når der tilsættes små mængder syre eller alkali til opløsningen.
pH-værdien bruges i vid udstrækning til at karakterisere syre-base egenskaberne i forskellige biologiske medier.
Reaktionsmediets surhedsgrad er af særlig betydning for biokemiske reaktioner, der forekommer i levende systemer. Koncentrationen af hydrogenioner i en opløsning påvirker ofte de fysisk-kemiske egenskaber og biologiske aktivitet af proteiner og nukleinsyrer , derfor er opretholdelse af syre-base-homeostase en opgave af usædvanlig vigtighed for kroppens normale funktion . Dynamisk vedligeholdelse af den optimale pH af biologiske væsker opnås gennem påvirkning af kroppens buffersystemer .
I den menneskelige krop i forskellige organer er pH-værdien forskellig. Blodets normale pH er 7,36, det vil sige, at blodet har en svagt basisk reaktion (spænder fra 7,34 for venøst blod til 7,40 for arterielt blod). Afhængigt af de biokemiske ændringer i blodet, kan acidose (stigning i surhedsgrad) eller alkalose (stigning i basicitet) observeres, men pH-området for blodet, der er foreneligt med liv, er lille, da selv når pH falder til 6,95, tab bevidsthed opstår, og blodreaktionen skifter til den alkaliske side op til pH = 7,7 forårsager alvorlige kramper. Opretholdelse af syre-base-balancen i blodet inden for acceptable grænser udføres af buffersystemer i blodet , hvoraf det vigtigste er hæmoglobin [5] . Den normale pH af mavesaft (i lumen af mavesækkens krop på tom mave) er 1,5 ... 2,0 [6] . I tyndtarmens saft er pH normalt 7,2 ... 7,5, med øget sekretion når den 8,6 [7] . pH-værdien af indholdet af tyktarmen kan normalt variere fra 6,0 til 7,2 enheder og afhænger primært af niveauet for produktion af fedtsyrer af dens mikrobiota [8] .
Noter
- ↑ Chemical Encyclopedia / Editorial Board: Knunyants I.L. og andre - M . : Soviet Encyclopedia, 1988. - T. 1 (Abl-Dar). — 623 s.
- ↑ historien om udtrykket er kontroversiel
- ↑ Surhedsgrad (pH) // Funktionel gastroenterologi: sted.
- ↑ L.A. Krasilnikova. Planters biokemi. - 2004. - S. 163-164.
- ↑ Menneskelig fysiologi. Redigeret af V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. Blods fysiske og kemiske egenskaber. Arkiveret 15. august 2019 på Wayback Machine
- ↑ Menneskelig fysiologi. Redigeret af V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. Sekretorisk funktion af maven Arkiveret 15. august 2019 på Wayback Machine
- ↑ Menneskelig fysiologi. Redigeret af V. M. Pokrovsky, G. F. Korotko. Intestinal sekretion Arkiveret 13. august 2019 på Wayback Machine .
- ↑ Akinori Osuka, Kentaro Shimizu, Hiroshi Ogura, Osamu Tasaki, Toshimitsu Hamasaki. Prognostisk indvirkning af fækal pH hos kritisk syge patienter // Kritisk pleje. - 2012. - T. 16 , no. 4 . - S. R119 . — ISSN 1364-8535 . - doi : 10.1186/cc11413 . Arkiveret fra originalen den 11. februar 2021.
Litteratur
- Bates R. Bestemmelse af pH. Teori og praksis / oversættelse. fra engelsk. udg. acad. B.P. Nikolsky og prof. M. M. Schultz . - 2. udg. - L .: Kemi, 1972.
Links
- Hydrogenindikator pH. pH-tabeller. Arkiveret 14. januar 2020 på Wayback Machine
 Ordbøger og encyklopædier | |
|---|---|
| I bibliografiske kataloger |
|