Водороден показател

Водородният показател pH (на български е прието да се произнася като пе ха) е измерител за киселинността или алкалността на даден воден разтвор. Представлява отрицателен десетичен логаритъм от концентрацията С на водородните катиони (H⁺), изразена в молове на литър:

${\displaystyle \mathrm {pH} =-\lg(C_{{\textrm {H}}^{+}})}$

Чрез концентрацията на H⁺ се определя химичният характер на даден разтвор.^[1]

Проста скала на pH и рОН

История

Това понятие е въведено през 1909 г. от датския химик Сьорен Сьоренсен. Показателят се нарича pH по първите букви от латинските думи potentia hydrogeni (сила на водорода) и pondus hydrogeni (тегло на водорода). В случая на рН буквата Н означава концентрацията на водородни йони (Н⁺) или по-точно термодинамичната активност на хидроксониевите йони (H₃О⁺).

Извеждане на стойностите на pH и pOH

В чиста вода концентрациите на водородните катиони (Н⁺) и хидроксилните аниони (OH⁻) са еднакви и при 22 °C те са 10^-7 mol/l. Това следва директно от определението за йонно произведение на водата, което при 25 °C е

${\displaystyle K_{W}=C_{H^{+}}.C_{OH^{-}}=10^{-7}mol/l.10^{-7}mol/l=10^{-14}mol^{2}/l^{2}}$.

С такива числени стойности на K_W се работи много трудно. За удобство на представянето се избягват много малките отрицателни числа и водородният показател pH се изразява, като вместо концентрацията на водородни йони се използва нейният отрицателен десетичен логаритъм:

${\displaystyle \mathrm {pH} =-\lg(C_{{\textrm {H}}^{+}})=\lg \left({\frac {1}{C_{{\textrm {H}}^{+}}}}\right)}$.

Аналогично, концентрацията на хидроксилните йони определя хидроксилния показател

${\displaystyle \mathrm {pOH} =-\lg(C_{{\textrm {OH}}^{-}})=\lg \left({\frac {1}{C_{{\textrm {OH}}^{-}}}}\right)}$.

Така за чиста вода ${\displaystyle {\text{pH}}={\text{pOH}}=7}$, а за други разтвори обикновено границите на техните изменения са от 0 до 14 според вида на разтвора. В някои случаи обаче, pH може да излезе извън тези граници. Например, при концентрация на водородни йони ${\displaystyle C_{{\textrm {H}}^{+}}=10^{-15}mol/l,{pH}=15}$, а при концентрация на хидроксидни йони ${\displaystyle C_{{\textrm {OH}}^{-}}=10mol/l,{pH}=-1}$

Поради логаритмичния мащаб разлика в рН с 1 единица означава разлика в киселинната/алкалната концентрация 10 пъти.^[1]

Видове разтвори

Съществуват три вида разтвори според pH: основен (алкален), неутрален и киселинен.

Основен разтвор (алкален разтвор)

Основна скала на pH:
13 – Белина
12 – Сапунена вода
11 – Амонячен разтвор
10 – Магнезиево мляко
9 – Сода за хляб
8 – Морска вода
7 – Дестилирана вода
6 – Урина
5 – Черно кафе
4 – Доматен сок
3 – Портокалов сок
2 – Лимонов сок
1 – Стомашна киселина

Основен е разтвор, в който концентрацията на H⁺ е по-малка от тази на OH⁻:

${\displaystyle C_{H^{+}}<C_{OH^{-}}}$

Тогава:

${\displaystyle C_{OH^{-}}>10^{-7}mol/l}$

${\displaystyle C_{H^{+}}<10^{-7}mol/l}$

${\displaystyle \mathrm {pH} >\lg \left({\frac {1}{10^{-7}}}\right)=7}$

Неутрален разтвор

Неутрален е разтвор, в който концентрацията на H⁺ е равна на тази на OH⁻:

${\displaystyle C_{H^{+}}=C_{OH^{-}}=10^{-7}mol/l}$

Тогава:

${\displaystyle \mathrm {pH} =\lg \left({\frac {1}{10^{-7}}}\right)=7}$

Киселинен разтвор

Киселинен е разтвор, в който концентрацията на H⁺ е по-голяма от тази на OH⁻:

${\displaystyle C_{H^{+}}>C_{OH^{-}}}$

Тогава:

${\displaystyle C_{OH^{-}}<10^{-7}mol/l}$

${\displaystyle C_{H^{+}}>10^{-7}mol/l}$

${\displaystyle \mathrm {pH} <\lg \left({\frac {1}{10^{-7}}}\right)=7}$

Влияние на температурата

Тъй като при стандартни условия 25 °C ${\displaystyle C_{H^{+}}.C_{OH^{-}}=10^{-14}mol^{2}/l^{2}}$, е ясно, че при тази температура ${\displaystyle {\text{pH}}+{\text{pOH}}=14}$. При по-високи температури константата на електролитната дисоциация на водата се увеличава, създават се повече йони H⁺ и OH^- и се увеличава тяхната концентрация, следователно и йонното произведение на водата K_W става по-голямо от 10^-14. Тъй като това се дължи на едновременно повишени концентрации както на катиони Н⁺, така и на аниони OH^-, границата на неутралност нараства ${\displaystyle {\text{pH}}={\text{pOH}}>7}$. Така разтвори с ${\displaystyle {\text{pH}}=7}$ при температура над 25 °C ще имат киселинна реакция.

При по-ниски температури от 25 °C аналогично дисоциацията е по-слаба, йонната концентрация е по-малка както за катиони, така и за аниони и границата на неутралност намалява ${\displaystyle {\text{pH}}={\text{pOH}}<7}$. Затова разтвори с ${\displaystyle {\text{pH}}=7}$ ще имат алкална реакция.

Изменението на pH от температурата зависи от вида на разтвора. Например:

• 0,001 mol/l солна киселина HCl при 20 °C има pH=3 и при 30 °C pH=3;
• 0,001 mol/l натриева основа NaOH при 20 °C има pH=11,73, а при 30 °C pH=10,83. ^[1]

Определяне на pH

Определянето на pH се осъществява посредством три основни метода: ^[1]

• колориметричен (чрез индикатори)
• потенциометричен (чрез рН-метър)
• аналитичен (чрез киселинно-алкално титруване).

Чрез цветни индикатори

Редица химични съединения променят цвета си, в зависимост от рН на средата. Това им свойство се използва за практическо определяне на рН на различни субстанции. Най-често използваният индикатор е лакмусът. Използват се още:

• тимолфталеин
• фенолфталеин
• бромтимолблау
• метилоранж

Киселинно-основни индикатори

Тези индикатори могат да съществуват в две различно оцветени форми – киселинна или основна. Промяната в цвета на всеки индикатор става в диапазона му на киселинност, обикновено 1 – 2 единици. Използват се за приблизителна оценка на концентрацията на водородни йони.

Универсален индикатор

Универсалният индикатор представлява смес от няколко индикатора, с което се разширява работният диапазон на измерване на pH. Той променя последователно цвета си от червено през жълто, зелено, синьо до виолетово при преминаване от киселинна област в основна. Лентите от „индикаторната хартия“ обикновено се импрегнират с разтвори от такива смеси – „универсални индикатори“, с които може бързо да се определи киселинността на изследваните водни разтвори с точност до рН единици или дори десети от тях. За по-точно определяне цвета на индикаторната хартия, получен след нанасяне на капка разтвор, веднага се сравнява с еталонна цветова скала.

Определянето на pH с хартиени индикатори е трудно за мътни или оцветени разтвори.

Течен индикатор

Поради факта, че оптималните стойности на pH за хранителни разтвори имат много тесен диапазон на рН (обикновено от 5,5 до 6,5), в практиката се използват и други индикатори. Така например, течният pH тест има работен диапазон и скала от 4,0 до 8,0, което го прави по-точен в сравнение с универсалната индикаторна хартия. Напълва се епруветка с хранителен разтвор или вода и се добавя 1 капка pH тест. Затваря се епруветката, разклаща се и се сравнява получения цвят с цветната скала от комплекта.

рН-метър

Микропроцесорен ацидогастрометър в комплект със сонда за ендоскопско и краткосрочно интрагастрално измерване на pH. Той позволява да се идентифицират киселинно-зависими стомашно-чревни патологии и да се проведе индивидуален подбор на лекарствена терапия.

Чрез апарати

Създадени са специални апарати за автоматизирано определяне на рН, наречени рН-метри. Те измерват pH в по-широк диапазон и по-точно (до 0,01 pH единици), отколкото универсалните индикатори. Методът е удобен и високо точен, особено след калибриране на индикаторния електрод в избран диапазон на рН. Позволява да се измерва pH на непрозрачни и цветни разтвори и затова се използва широко.

Аналитичен обемен метод

Аналитичният обемен метод – киселинно-алкално титруване – също дава точни резултати за определяне на киселинността на разтворите. Към тествания разтвор на капки се добавя разтвор с известна концентрация (титрант). Когато се смесят, протича химическа реакция. Моментът, когато титрантът достигне точно достатъчното количество, за да завърши напълно реакцията, се нарича точка на еквивалентност и се фиксира с индикатор. Знаейки концентрацията и обема на добавения титрантов разтвор, се изчислява киселинността на разтвора.

Водороден показател на популярни вещества

Вещество	pH	Цвят на индикатора
Геотермална вода на вулкана Далол [2][3]	≈ 0
Наситена солна киселина	0,1
Наситена сярна киселина	0,3
Електролит в оловни акумулатори	<1,0
Азотна киселина (10% разтвор)	1,0
Солна (хлороводородна) киселина (10 % разтвор)	1,1
Сярна киселина; Tрихлороцетна киселина (10 % разтвор)	1,2
Оксалова киселина (10% разтвор)	1,3
Стомашен сок	1,0 – 2,0
Серниста киселина; Ортофосфорна киселина (10% разтвор)	1,5
Лайм	1,8 – 2,0
Солна (хлороводородна) киселина (1 % разтвор)	2,0
Лимонов сок (5% р-р на лимонова киселина)	2,0 ± 0,3
Сярна киселина (1% разтвор)	2,1
Лимон	2,0 – 2,4
Винена киселина, Ябълкова (оксиянтарна) киселина (10% разтвор)	2,2
Мравчена киселина (10% разтвор)	2,3
Млечна киселина, Салицилова киселина (10 % разтвор)	2,4
Наситена оцетна киселина	2,4
Червена боровинка	2,3 – 2,5
Сладки газирани напитки	2,5 – 2,7
Янтарна киселина (10% разтвор)	2,7
Стафиди	2,8 – 3,0
Цариградско грозде	2,8 – 3,1
Оцетна киселина (10% разтвор)	2,9
Хранителен оцет (3 – 15%); Бензоена киселина (10% разтвор)	3,0
Ябълков и портокалов сок; Газирана вода	3,0
Кока-кола	3,0±0,3
Алуминиева стипца (10% разтвор)	3,2
Боровинка	3,0 – 3,7
Грейпфрут	3,0 – 3,7
Ягода	3,0 – 3,9
Портокал	3,0 – 4,0
Малина	3,2 – 3,6
Ябълка	3,3 – 3,9
Оцетна киселина (1% разтвор)	3,4
Маслина	3,6
Бира, Вино	3,0 – 4,5
Сушена кайсия	3,4 – 3,8
Праскова	3,4 – 4,1
Вишна	3,2 – 4,5
Грозде	3,5 – 4,5
Маски и балсами след изсветляване на коса	3,5 – 4,7
Кайсия	3,3 – 4,8
Круша	3,6 – 4,0
Наситена въглеродна киселина	3,8
Нектарина	3,9 – 4,2
Къпина	3,9 – 4,5
Сероводородна киселина (10% разтвор)	4,1
Киселинен дъжд	4,2 – 4,4 (< 5,6)
Киселинни езера	4,5
Домат	4,3 – 4,9
Банан	4,5 – 5,3
Киселинни шампоани	4,5 – 5,5
Червен пипер	4,6 – 5,2
Тиква	4,8 – 5,2
Маски и балсами за коса след след измиване с шампоан	4,7 – 6,0
Наситена арсениста киселина	5,0
Кафе	5,0
Синилна киселина (10% разтвор)	5,1
Борна киселина (10% разтвор)	5,2
Броколи	5,3
Зеле	5,2 – 5,4
Диня	5,2 – 5,6
Червено цвекло	4,9 – 6,6
Сладък картоф	5,3 – 5,6
Шампоан, Урина	5,5
Кожа на здрав човек	5,5
Праз лук	5,5 – 6,2
Картоф	5,6 – 6,0
Целина	5,7 – 6,0
Манго	5,8 – 6,0
Копър	5,5 – 6,5
Спанак	5,5 – 6,8
Боб	5,6 – 6,5
Чай	5,5 – 7,0
Грах	5,8 – 6,4
Морков	5,9 – 6,3
Кокос	5,5 – 7,8
Царевица	5,9 – 7,3
Пъпеш; Спаржа	6,0 – 6,7
Маслина	6,0 – 7,0
Авокадо	6,3 – 6,6
Чисти езера	6,5
Мляко	6,5 – 6,93
Питейна вода; Фурма	6,5 – 8,5
Слюнка [4]	6,8 – 7,4
Химикали за навиване на коса (едро къдрене)	6,8 – 7,5
Неутрални шампоани	6,0 – 8,0
Чиста вода при 25°C	7,0
Детски шампоани	7,3
Негазирана бутилирана вода	6,9 – 8,1
Кръв	7,36 – 7,44
Лимфа	7,5
Химикали за средно къдрене на коса	7,5 – 8,3
Морска вода; Яйца	8,0
Тиогликолови химикали за дребно къдрене на коса	8,3 – 9,1
Хлор	9,0
Течен сапун за ръце	9,0 – 10,0
Устойчива (трайна) боя за коса	9,0 – 11,0
Високо алкална, йонизирана вода	10,0
Магнезиева суспензия за ръце	10,0
Тиогликолови препарати за химическо изправяне на косата	10,0
Обезцветяващи и избелващи препарати за коса	10,0 – 11,0
Амоняк	11,5
Обезцветяващ прах за коса; Сапунена вода	12
Белина (с хлор)	12,5
Алкални препарати за химическо изправяне на косата	13,0
Концентрирани разтвори на основи	>13,0
Течност за прочистване на водосточни тръби, сода каустик	14

Изохидрични разтвори

Изохидрични се наричат разтворите с еднакво рН.

Константа на киселинна дисоциация

 Основна статия: Константа на киселинна дисоциация

Константата на киселинна дисоциация (изписва се Ка) е количествена мярка за силата на йонизиращите химични съединения в разтвор. Това е константата на химично равновесие при електролитна дисоциация, в контекста на химичните реакции между киселина и основа.

За една киселина HA, която дисоциира до протон H⁺ и анион A^- по уравнението:^[5]

${\displaystyle HA\rightleftharpoons H^{+}+A^{-}}$

константата на киселинна дисоциация K_a е дефинирана по следния начин:

${\displaystyle K_{a}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}}$

Източници

1. Водородный показатель (pH-фактор), Flora Growing.
2. Мястото на Земята, където биологичният живот напълно отсъства, Actualno.com, 16.11.2019, 16:00 ч.
3. Вулканът Далол: сюрреалистична красота, Икар прес, 30.10.2017.
4. Кислотность (рН), изд. „Функциональная гастроэнтерология“,20.03.2013.
5. Whitten, Kenneth W., Gailey, Kenneth D., Davis, Raymond E. General Chemistry. 4th. Saunders College Publishing, 1992. ISBN 0-03-072373-6. с. 660.

Външни препратки

• Водородный показатель, pH некоторых продуктов Архив на оригинала от 2017-11-01 в Wayback Machine.
• Показатель pH – Оксана Артюшенко, 01.10.2016.
• Таблица значений PH кислот. (Растворов). Кислотность. Таблица водородных показателей, DPVA, ИнженерныЙ справочник.