Цветовая шкала рн

Цветовая шкала рн

Индикаторы обычно используют, добавляя несколько капель водного или спиртового раствора, либо немного порошка (например, смесь мурексида с хлоридом натрия) к пробе исследуемого раствора. Так, при титровании, в аликвоту исследуемого раствора добавляют индикатор, и наблюдают за изменениями цвета в точке эквивалентности.

Другой способ применения — использование полосок бумаги, пропитанных раствором индикатора или смеси индикаторов и высушенных (например, "Универсальный индикатор"). Такие полоски выпускают в самых разнообразных вариантах — с нанесенной на них цветной шкалой — эталоном цвета (в том числе для окрашенных или мутных сред), или с напечатанными числовыми значениями рН; для точного измерения в узких диапазонах рН, и для ориентировочного исследования растворов; в рулончиках, коробках и пеналах, или в виде отрывных книжечек.

Современные индикаторные полоски могут быть изготовлены с красителем — индикатором, привитым к целлюлозе или иному полимеру. Это делает их устойчивыми к вымыванию, вплоть до многократного использования.

Кислотно-основные индикаторы (водные растворы)

Интервалы перехода цвета индикаторов

На рисунке приведены ориентировочные данные о существовании разных цветных форм индикаторов в водных растворах.
Более точные сведения (несколько переходов, численное значение рН) см. в следующем разделе.

Таблица значений рН перехода наиболее распространённых индикаторов

Приведены распространённые в лабораторной практике кислотно-основные индикаторы в порядке возрастания значений pH, вызывающих изменение окраски 1 . Римские цифры в квадратных скобках отвечают номеру перехода окраски (для индикаторов с несколькими точками перехода). Величины в круглых скобках соответствуют книге «Краткий справочник химика», сост. В.И.Перельман, М.-Л., „Химия“, 1964.

  • Столбец «х» — характер индикатора: к—кислота, о—основание.
Индикатор
и номер перехода
х Цвет более
кислой формы
Интервал pH
и номер перехода
Цвет более
щелочной формы
Метиловый фиолетовый [I] жёлтый 0,13–0,5 [I] зелёный
Крезоловый красный [I] красный 0,2–1,8 [I] жёлтый
Метиловый фиолетовый [II] зелёный 1,0–1,5 [II] синий
Тимоловый синий [I] к красный 1,2–2,8 [I] жёлтый
Тропеолин 00 o красный 1,3–3,2 жёлтый
Метиловый фиолетовый [III] синий 2,0–3,0 [III] фиолетовый
(Ди)метиловый жёлтый o красный 3,0–4,0 жёлтый
Бромфеноловый синий к жёлтый 3,0–4,6 сине-фиолетовый
Конго красный красный 3,0–5,2 синий
Метиловый оранжевый o красный 3,1–(4,0)4,4 (оранжево-)жёлтый
Бромкрезоловый зелёный к жёлтый 3,8–5,4 синий
Бромкрезоловый синий жёлтый 3,8–5,4 синий
Лакмоид к красный 4,0–6,4 синий
Метиловый красный o красный 4,2(4,4)–6,2(6,3) жёлтый
Хлорфеноловый красный к жёлтый 5,0–6,6 красный
Лакмус (азолитмин) красный 5,0–8,0 (4,5-8,3) синий
Бромкрезоловый пурпурный к жёлтый 5,2–6,8(6,7) ярко-красный
Бромтимоловый синий к жёлтый 6,0–7,6 синий
Нейтральный красный o красный 6,8–8,0 янтарно-жёлтый
Феноловый красный о жёлтый 6,8–(8,0)8,4 ярко-красный
Крезоловый красный [II] к жёлтый 7,0(7,2)–8,8 [II] тёмно-красный
α-Нафтолфталеин к жёлто-розовый 7,3–8,7 синий
Тимоловый синий [II] к жёлтый 8,0–9,6 [II] синий
Фенолфталеин 2 [I] к бесцветный 8,2–10,0 [I] малиново-красный
Тимолфталеин к бесцветный 9,3(9,4)–10,5(10,6) синий
Ализариновый жёлтый ЖЖ к бледно-лимонно-жёлтый 10,1–12,0 коричнево-жёлтый
Нильский голубой синий 10,1–11,1 красный
Диазофиолетовый жёлтый 10,1–12,0 фиолетовый
Индигокармин синий 11,6–14,0 жёлтый
Epsilon Blue оранжевый 11,6–13,0 тёмно-фиолетовый

1 Точное значение рН перехода для большинства индикаторов несколько зависит от ионной силы раствора (I). Так, значение рН перехода, определяемое при I=0,1 (напр., раствор хлоридов натрия или калия) отличается от точки перехода в растворе с I=0,5 или I=0,0025 на 0,15. 0,25 единицы рН. 2 Фенолфталеин в сильно щелочной среде обесцвечивается. В среде концентрированной серной кислоты также он даёт красную окраску, обусловленую строением катиона фенолфталеина, хотя и не такую интенсивную. Эти малоизвестные факты могут привести к ошибкам при определении реакции среды.

Природные индикаторы из растений

Антоцианы и другие растительные пигменты способны менять цвет в зависимости от рН среды (клеточного сока). Антоцианы имеют преимущественно красный цвет в кислой среде и синий в щелочной. Сок из красной капусты или столовой свёклы нередко используют в качестве индикатора при начальном обучении химии.

В химии pH — это логарифмическая шкала, используемая для определения кислотности среды. Это приблизительно отрицательный логарифм по основанию 10 молярной концентрации, измеренной в единицах молей на литр ионов водорода. Его также можно назвать показателем кислотности среды. Точнее, это отрицательный логарифм по основанию 10 активности иона водорода. При 25 °С растворы с рН менее 7 являются кислотными, а растворы с рН более 7 являются основными. Нейтральное значение pH зависит от температуры и составляет менее 7 при повышении температуры. Чистая вода нейтральна, pH=7 (при 25 °C), не является ни кислотой, ни щелочью. Вопреки распространенному мнению, значение pH может быть меньше 0 или больше 14 для очень сильных кислот и оснований соответственно.

Применение

Вам будет интересно: «Кореш» — это обращение к лучшим друзьям

Измерения pH важны в агрономии, медицине, химии, водоподготовке и многих других сферах.

Шкала рН актуальна для набора стандартных растворов, кислотность которых устанавливается международным соглашением. Первичные стандартные значения рН определяются с помощью концентрационной ячейки с переносом путем измерения разности потенциалов между водородным электродом и стандартным электродом, таким как из хлорида серебра. PH водных растворов можно измерять стеклянным электродом и pH-метром или индикатором.

Открытие

Концепция pH была впервые введена датским химиком Сереном Петером Лаурицем Серенсеном в лаборатории Carlsberg в 1909 году и пересмотрена до современного уровня pH в 1924 году, чтобы приспособить определения и измерения в терминах электрохимических ячеек. В первых работах нотация имела букву H в нижнем регистре p, а значит: pH.

Происхождение названия

Точное значение буквы p оспаривается, но согласно Carlsberg Foundation pH означает «мощность водорода». Также было высказано предположение, что р означает немецкое слово potenz («власть»), другие относятся к французскому пуисансу (также означает «власть», основываясь на том факте, что лаборатория Карлсберга была французской). Другое предположение состоит в том, что р относится к латинскому термину pondus hydroii (количество водорода), potentio hydroii (емкость водорода) или potential hydroli (водородный потенциал). Также предполагается, что Серенсен использовал буквы p и q (обычно сопряженные буквы в математике) просто для обозначения тестового решения (p) и эталонного решения (q). В настоящее время в химии р обозначает десятичный логарифм, а также используется в термине рКа, используемом для констант диссоциации кислотности среды.

Вклад американцев

Вам будет интересно: Значение фразеологизма "истину глаголишь"

Бактериолог Элис Эванс, известная влиянием своей работы на молочные продукты и безопасность пищевых продуктов, поблагодарила Уильяма Мэнсфилда Кларка и его коллег за разработку методов измерения pH в 1910-х годах, которые впоследствии оказали широкое влияние на лабораторное и промышленное использование. В своих мемуарах она не упоминает, как много или как мало Кларк и его коллеги знали о работе Соренсена за несколько лет до этого. Уже в то время учеными активно изучался вопрос кислотности/щелочности среды.

Влияние кислоты

Внимание доктора Кларка было направлено на влияние кислоты на рост бактерий. И благодаря этому он дополнил представление тогдашней науки о водородном показателе кислотности среды. Он обнаружил, что именно интенсивность кислоты с точки зрения концентрации ионов водорода влияет на их рост. Но существующие методы измерения кислотности среды определяли количество, а не интенсивность кислоты. Затем со своими коллегами доктор Кларк разработал точные методы измерения концентрации ионов водорода. Эти методы заменили неточный метод титрования для определения содержания кислоты в биологических лабораториях по всему миру. Также было обнаружено, что они могут использоваться во многих промышленных и других процессах, в которых они получили широкое применение.

Практический аспект

Первый электронный метод измерения pH был изобретен Арнольдом Орвиллом Бекманом, профессором Калифорнийского технологического института, в 1934 году. Именно в этот момент местный производитель цитрусовых Sunkist захотел лучший метод для быстрой проверки pH лимонов, которые они собирали в близлежащих садах. Влияние кислотности среды при этом всегда учитывалось.

Например, для раствора с активностью ионов водорода 5 × 10–6 (на этом уровне это, по сути, число молей ионов водорода на литр раствора), получаем 1 / (5 × 10-6) = 2 × 105. Таким образом, такой раствор имеет рН, равный 5,3. Считается, что массы моля воды, моля ионов водорода и моля гидроксид-ионов составляют соответственно 18 г, 1 г и 17 г, количество чистых 107 молей (pH 7) воды содержит около 1 г диссоциированных ионов водорода (или, точнее, 19 г ионов H3O + гидрония) и 17 г ионов гидроксида.

Роль температуры

Обратите внимание, что рН зависит от температуры. Например, при 0 °C pH чистой воды составляет 7,47. При 25 °C — 7, а при 100 °C — 6,14.

Читайте также:  Асд 2 сергиев посад

Потенциал электрода пропорционален pH, когда pH определяется с точки зрения активности. Точное измерение pH представлено в международном стандарте ISO 31-8.

Вам будет интересно: Бугай — это слово ругательное или комплимент?

Гальваническая ячейка настроена для измерения электродвижущей силы (ЭДС) между электродом сравнения и электродом, чувствительным к активности ионов водорода, когда они оба погружается в тот же водный раствор. Электрод сравнения может представлять собой объект из хлорида серебра или каломельный электрод. Водородно-ионный селективный электрод является стандартным для подобных операций.

Чтобы применить этот процесс на практике, используется стеклянный электрод, а не громоздкий водородный. Он имеет встроенный электрод сравнения. Он также откалиброван по буферным растворам с известной активностью ионов водорода. ИЮПАК предложил использовать набор буферных растворов с известной активностью Н+. Два или более буферных раствора используются для того, чтобы учесть тот факт, что наклон может немного отличаться от идеального. Чтобы реализовать этот подход к калибровке, электрод сначала погружают в стандартный раствор, и показания рН-метра устанавливают равными значению стандартного буфера.

Что дальше?

Показание из второго стандартного буферного раствора затем корректируется с использованием контроля наклона, чтобы быть равным уровню pH для этого раствора. Когда используется более двух буферных растворов, электрод калибруется путем подгонки наблюдаемых значений pH к прямой линии относительно стандартных значений буфера. Коммерческие стандартные буферные растворы обычно поставляются с информацией о значении при 25 °C и поправочном коэффициенте, который следует применять для других температур.

Характеристика определения

Шкала pH является логарифмической и, следовательно, pH является безразмерной величиной, часто используемой в том числе и для измерения кислотности внутренней среды клетки. Именно таким было первоначальное определение Соренсена, которое было заменено в 1909 году.

Однако можно напрямую измерять концентрацию ионов водорода, если электрод калибруется в терминах концентраций ионов водорода. Один из способов сделать это, который широко использовался, состоит в том, чтобы титровать раствор известной концентрации сильной кислоты раствором известной концентрации сильной щелочи в присутствии относительно высокой концентрации фонового электролита. Поскольку концентрации кислоты и щелочи известны, легко рассчитать концентрацию ионов водорода, чтобы потенциал мог быть соотнесен с измеренной величиной.

Индикаторы могут быть использованы для измерения pH, используя тот факт, что их цвет меняется. Визуальное сравнение цвета тестируемого раствора со стандартной цветовой шкалой позволяет измерять pH с точностью до целого числа. Более точные измерения возможны, если цвет измеряется спектрофотометрически с использованием колориметра или спектрофотометра. Универсальный индикатор состоит из смеси индикаторов, так что происходит постоянное изменение цвета примерно от pH 2 до pH 10. Универсальная индикаторная бумага изготовлена ​​из впитывающей бумаги, которая была пропитана универсальным индикатором. Другой метод измерения pH — использование электронного pH-метра.

Уровни измерения

Измерение рН ниже примерно 2,5 (около 0,003 моль кислоты) и выше примерно 10,5 (около 0,0003 моль щелочи) требует специальных процедур, поскольку при использовании стеклянного электрода закон Нернста нарушается при таких величинах. Этому способствуют различные факторы. Нельзя предполагать, что потенциалы жидкостного перехода не зависят от pH. Кроме того, экстремальный pH означает, что раствор концентрируется, поэтому на потенциалы электродов влияет изменение ионной силы. При высоком pH стеклянный электрод может быть подвержен щелочной ошибке, поскольку электрод становится чувствительным к концентрации катионов, таких как Na+ и K+ в растворе. Доступны специально сконструированные электроды, которые частично преодолевают эти проблемы.

Сток из шахт или шахтных отходов может привести к очень низким значениям рН.

Чистая вода нейтральна. Она не является кислотной средой. Когда кислота растворяется в воде, pH будет ниже 7 (25 °C). Когда щелочь растворяется в воде, pH будет больше 7. Раствор сильной кислоты, такой как соляная кислота, в концентрации 1 моль имеет pH, равный нулю. Раствор сильной щелочи, такой как гидроксид натрия, в концентрации 1 моль имеет pH 14. Таким образом, измеренные значения pH будут лежать в основном в диапазоне от 0 до 14, хотя отрицательные значения pH и значения выше 14 вполне возможны.

Многое зависит от кислотности среды раствора. Поскольку pH представляет собой логарифмическую шкалу, разница в одну единицу pH эквивалентна десятикратной разнице в концентрации ионов водорода. Нейтральность PH не совсем достигает 7 (при 25 °C), хотя в большинстве случаев это хорошее приближение. Нейтральность определяется как условие, в котором [H+] = [OH-]. Поскольку самоионизация воды удерживает произведение этих концентраций [H+] × [OH-] = Kw, можно видеть, что при нейтральности [H+] = [OH−] = √Kw или pH = pKw / 2.

PKw составляет приблизительно 14, но зависит от ионной силы и температуры, поэтому также имеет значение кислотности среды ph, которое должно быть на нейтральном уровне. Чистая вода и раствор NaCl в чистой воде являются нейтральными, так как диссоциация воды производит одинаковое количество обоих ионов. Однако pH нейтрального раствора NaCl будет немного отличаться от pH нейтральной чистой воды, поскольку активность ионов водорода и гидроксида зависит от ионной силы, поэтому Kw изменяется в зависимости от ионной силы.

Растения

Вам будет интересно: Момент силы — это. Физический смысл, условие равновесия тел, пример задачи

Зависимые растительные пигменты, которые можно использовать в качестве индикаторов pH, встречаются во многих растениях, включая гибискус, краснокочанную капусту (антоцианин) и красное вино. Сок цитрусовых является кислым, потому что он содержит лимонную кислоту. Другие карбоновые кислоты встречаются во многих живых системах. Например, молочная кислота вырабатывается мышечной активностью. Состояние протонирования производных фосфатов, таких как АТФ, зависит от кислотности среды pH. На функционирование фермента переноса кислорода гемоглобина влияет pH в процессе, известном как эффект корня.

Морская вода

В морской воде pH обычно ограничен диапазоном от 7,5 до 8,4. Он играет важную роль в круговороте углерода в океане, и есть свидетельства постоянного подкисления океана, вызванного выбросами углекислого газа. Однако измерение pH осложняется химическими свойствами морской воды, и в химической океанографии существует несколько различных шкал pH.

Особые растворы

В рамках оперативного определения шкалы кислотности среды (pH) IUPAC определяет серию буферных растворов в диапазоне значений pH (часто обозначается NBS или NIST). Эти растворы имеют относительно низкую ионную силу (≈0,1) по сравнению с морской водой (≈0,7) и, как следствие, не рекомендуются для использования при характеристике pH морской воды, поскольку различия в ионной силе вызывают изменения потенциала электрода. Чтобы решить эту проблему, была разработана альтернативная серия буферов на основе искусственной морской воды.

Эта новая серия решает проблему различий ионной силы между образцами и буферами, а новая шкала рН кислотности среды называется общей шкалой, часто обозначаемой как рНТ. Общий масштаб определялся с использованием среды, содержащей сульфат-ионы. Эти ионы испытывают протонирование, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, так что общий масштаб включает в себя влияние как протонов (свободных ионов водорода), так и ионов сероводорода:

Альтернативная свободная шкала, часто обозначаемая как pHF, опускает это соображение и фокусируется исключительно на [H+] F, в принципе делая ее более простым представлением концентрации ионов водорода. Можно определить только [H+] T, поэтому следует оценивать [H+] F с использованием [SO2-4] и константой устойчивости HSO-4, К * S:

[H +] F = [H+] T — [HSO-4] = [H+] T (1 + [SO2-4] / К *S) -1.

Однако сложно оценить K * S в морской воде, ограничивая полезность более простой свободной шкалы.

Другая шкала, известная как шкала морской воды, часто называемая pHSWS, учитывает дальнейшую протонную связь между ионами водорода и фторид-ионами, H+ + F- ⇌ HF. В результате получается следующее выражение для [H+] SWS:

[H+] SWS = [H+] F + [HSO-4] + [HF]

Однако преимущество рассмотрения этой дополнительной сложности зависит от содержания фтора в среде. Например, в морской воде сульфат-ионы встречаются в гораздо более высоких концентрациях (> 400 раз), чем концентрации фтора. Как следствие, для большинства практических целей разница между общей шкалой и шкалой морской воды очень мала.

Следующие три уравнения суммируют три шкалы pH:

pHF = — log [H+] FpHT = — log ([H+] F + [HSO-4]) = — log [H+] TpHSWS = — log ([H+] F + [HSO-4] + [HF]) = — log [H+]

С практической точки зрения три шкалы pH кислотной среды (или морской воды) различаются по своим значениям до 0,12 единиц pH, причем различия намного больше, чем обычно требуется для точности измерений pH, в частности, в отношении карбонатной системы океана.

Читайте также:  Как делают тюлени

В химии , рН ( / р я eɪ tʃ / ) является логарифмической шкалой используется для определения кислотности или основности в качестве водного раствора . Это примерно негатив базовые 10 логарифма от молярной концентрации , измеренного в единицах молей на литр, из ионов водорода . Точнее это негатив базовых 10 логарифму активности ионов водорода. При температуре 25 ° C, растворы с рН менее 7 являются кислыми и растворы с рН выше 7 являются основным . Нейтральное значение рН зависит от температуры, ниже , чем 7 , если при повышении температуры. Чистая вода является нейтральной, рН 7 при температуре (25 ° C), не будучи ни кислотой , ни основанием. Вопреки распространенному мнению, значение рН может быть меньше , чем 0 или больше , чем 14 для очень сильных кислот и оснований , соответственно.

Измерения рН играют важную роль в агрономии , медицине, химии, очистки воды, а также многих других приложений.

Шкала рН прослеживаться с набором стандартных растворов рН которых устанавливается международным соглашением. Стандартные значения рН первичного определяются с использованием концентрации клеток с переносом , путем измерения разности потенциалов между электродом водорода и стандартным электродом , такой как серебр ный электрод хлорида . РН водных растворов может быть измерена с помощью стеклянного электрода и рН — метра , или индикатора .

Есть три современные теории , используемые для описания кислотно-основные реакции : Аррениуса, Бренстеда-Лоури и Льюиса при определении рН.

содержание

история

Понятие рН был впервые введен датский химик Сорен Педер Lauritz Соренсен в лаборатории Carlsberg в 1909 году и пересмотренная в современном рН в 1924 году для размещения определений и измерений с точки зрения электрохимических ячеек. В первых работах, обозначение было «H» в качестве индекса в нижнем регистре «р», а так: р Н .

Точное значение «р» в «рН» является спорным, но в соответствии с Carlsberg Foundation, рН означает « власть водорода». Он также предположил , что «р» выступает за немецким Potenz ( что означает «власть»), другие относятся к французскому могуществу (также означают «власть», основанная на том , что Carlsberg Laboratory была франкоязычной). Другое предложение состоит в том , что «р» означает , что латинские термины Pondus hydrogenii (количество водорода), потентиа hydrogenii (мощность водорода), или потенциальный водород. Он также предположил , что Соренсен использовал букву «р» и «Q» (обычно парные буквы в математике) просто маркировать испытуемый раствор (р) и опорное решение (д). В настоящее время в химии , р обозначает «десятичного кологарифм из», а также используется в члене р К а , используется для кислотных констант диссоциации .

Бактериолог Алиса С. Эванс , известный за влияние ее произведения на маслоделия и безопасности пищевых продуктов , зачисляется Уильям Мэнсфилд Кларк и его коллеги (из которых она была одна) с развивающимися методами измерения рН в 1910 — х годах, которые оказали большое влияние на лабораторных и промышленного использования в дальнейшем , В своих мемуарах, она не упоминает о том , как много или как мало, Кларк и его коллеги знали о работе Соренсен несколько лет назад. Она сказала:

В этих исследованиях [бактериального метаболизма] внимание доктора Кларка был направлен к действию кислоты на рост бактерий. Он обнаружил, что интенсивность кислоты в пересчете на концентрацию ионов водорода, что влияет на их рост. Но существующие методы измерения кислотности определяли количество, а не интенсивности, кислоты. Далее, с его сотрудниками, д-р Кларк разработал точные методы измерения концентрации ионов водорода. Эти методы заменили неточный метод титрования определения содержания кислоты в использовании в биологических лабораториях по всему миру. Кроме того, они были найдены применимы во многих промышленных и других процессах, в которых они вошли в широкое использование.

Первый электронный метод измерения рН был изобретен Арнольд Бекман , профессор Калифорнийского технологического института в 1934 году был в ответ на местные цитрусовые ростового Sunkist что хотел лучший метод для быстрого тестирования рН лимонов они были собирание от их близлежащие сады.

Определение и измерение

рН определяются как десятичный логарифм от обратной величины ионного водорода активности , в H + в растворе.

pH знак равно — журнал 10 ⁡ ( a ЧАС + ) знак равно журнал 10 ⁡ ( 1 a ЧАС + ) < Displaystyle < се <рН>> = — войти _ <10>(A _ << се <Н +>>>) = войти _ <10> влево ( < гидроразрыва <1>>>>> справа)>

Например, для раствора с активностью ионов водорода от 5 × 10 -6 (на этом уровне, это, по существу, число молей ионов водорода на литр раствора) мы получаем 1 / (5 × 10 -6 ) = 2 × 10 5 , таким образом , такое решение имеет рН бревна 10 (2 × 10 5 ) = 5.3 . Для банальной например , на основе фактов , что массы моля воды, моль ионов водорода, и моля гидроксид — ионов , соответственно , 18 г, 1 г и 17 г, количество 10 7 молей чистого ( рН 7) вода, или 180 тонны (18 × 10 7 г), содержит около 1 г диссоциированных ионов водорода (или , скорее , 19 г Н 3 о + гидроксонии ионов) и 17 г гидроксида ионов.

Следует отметить, что рН зависит от температуры. Например, при 0 ° С рН чистой воды 7.47. При температуре 25 ° C, это 7,00, и при 100 ° С, это 6.14.

Это определение было принято , поскольку ион-селективных электродов , которые используются для измерения рН, реагируют на активность. В идеале, электродный потенциал, Е , следует уравнение Нернста , который, для иона водорода можно записать в виде

Е знак равно Е 0 + р T F пер ⁡ ( a ЧАС + ) знак равно Е 0 — 2,303 р T F pH < Displaystyle Е = Е ^ <0>+ < гидроразрыва > Ln (A _ << се <Н +>>>) = Е ^ <0>- < гидроразрыва <2.303RT>< F>> < се >>

где Е представляет собой измеренный потенциал, Е 0 представляет собой стандартный электродный потенциал, R является газовая постоянная , Т температура в градусах Кельвина , F является постоянная Фарадея . При Н + число электронов , переданных один. Из этого следует , что электродный потенциал пропорционален рН , когда рН определяется с точки зрения активности. Точное измерение рНа представлено в международном стандарте ISO 31-8 следующим образом : гальванический элемент установлен для измерения электродвижущей силы (ЭДС) между опорным электродом и электродом чувствительного к активности ионов водорода , когда они оба погружены в же водный раствор. Эталонный электрод может представлять собой электрод , хлорид серебра или каломельный электрод . Водород-ион селективный электрод представляет собой стандартный водородный электрод .

Электрод | концентрированный раствор KCl || Исследуемый раствор | H 2 | Pt

Во — первых, клетка заполнена раствором известной активности ионов водорода и ЭДС, E S , измеряется. Тогда эдс, Е Х , из одной и той же ячейки , содержащей раствор неизвестного рН измеряется.

pH ( Икс ) знак равно pH ( S ) + Е S — Е Икс Z < Displaystyle < се <рН (Х)>> = < се <рН (S)>> + < гидроразрыва <Е _ << се >> — Е _ << се >> > <г>>>

Разница между двумя измеренными значениями ЭДС пропорциональна рН. Этот метод калибровки позволяет избежать необходимости знать стандартный электродный потенциал. Константа пропорциональности, 1 / г идеально равна в «Нернсте склона». 1 2,303 р T / F < Displaystyle < гидроразрыва <1><2.303RT / F>> >

Чтобы применить этот процесс на практике стеклянный электрод используется вместо громоздкой водородного электрода. Комбинированный стеклянный электрод имеет встроенный электрод сравнения. Он откалиброваны буферные растворы с известной активностью ионов водорода. ИЮПАК предложил использование набора буферных растворов известной Н + активности. Два или более буферные растворы используются для того , чтобы учесть тот факт , что «Наклон» может слегка отличаться от идеала. Для реализации этого подхода к калибровке, электрод сначала погружают в стандартном растворе и показания на метр рН доводят равным значению стандартного буфера. Чтение из второго стандартного буферного раствора затем доводят, используя «наклон» контроль, чтобы быть равным рН для этого раствора. Более подробная информация, приведены в ИЮПАК рекомендаций. При использовании более двух буферных растворов электрод калибруют путем установки значения рН наблюдается к прямой линии по отношению к стандартным значениям буфера. Коммерческие стандартные буферные растворы обычно поставляются с информацией о значении при 25 ° C и коэффициент коррекции , которая будет применяться для других температур.

Шкала рН является логарифмической и , следовательно , рН является безразмерной величиной .

Это было первоначальное определение Соренсен, который был заменен в пользу рН в 1909. [H] представляет собой концентрацию ионов водорода, обозначаемый [Н + ] в современной химии, которая , как представляется , имеют единицы концентрации. Вернее, термодинамическая активность H + в разбавленном растворе следует заменить на [H + ] / с , где стандартным состоянием концентрации С = 1 моль / л. Это отношение является чистым число, логарифм может быть определена.

Тем не менее, можно измерить концентрацию ионов водорода , непосредственно, если электрод калибруется с точки зрения концентрации ионов водорода. Один из способов сделать это, который широко используется, чтобы титровать раствор известной концентрации сильной кислоты с раствором известной концентрации сильных щелочным , в присутствии относительно высокой концентрации фонового электролита. Поскольку концентрация кислоты и щелочной известна, то легко вычислить концентрацию ионов водорода , так что измеренный потенциал может быть коррелирован с концентрацией. Калибровка обычно проводится с использованием участка Гран . Калибровки дает значение стандартного электродного потенциала, E 0 , и коэффициент наклона, ф , так что уравнение Нернста в виде

Е знак равно Е 0 + е 2,303 р T F журнал ⁡ [ ЧАС + ] < Displaystyle Е = Е ^ <0> <+ ж гидроразрыва <2.303RT>> войти [< се <Н +>>]>

может быть использовано для получения концентрации ионов водорода из экспериментальных измерений Е . Фактор наклона, F , как правило , немного меньше , чем один. Коэффициент наклона менее 0,95 указывает на то, что электрод не работает надлежащим образом . Наличие фонового электролита гарантирует , что коэффициент активности ионов водорода эффективно постоянный во время титрования. Как это константа, то ее значение может быть установлено в единицу путем определения стандартного состояния как раствор , содержащий фоновый электролит. Таким образом, эффект с использованием этой процедуры, чтобы сделать деятельность равной численного значения концентрации.

Стеклянный электрод (и другие ионные селективные электроды ) должны быть откалиброваны в среде , подобные тому , исследуются. Например, если кто -то желает измерить рН образца морской воды, электрод должен быть откалиброван в морской воде , в растворе , напоминающие по своему химическому составу, как подробно описано ниже.

Разница между р [Н] и рН весьма мала. Было указано, что рН = р [Н] + 0,04. Это обычная практика, чтобы использовать термин «рН» для обоих типов измерений.

показатели рН

Индикаторы могут быть использованы для измерения рН, путем использования того факта , что их цвет изменяется с рН. Визуальное сравнение цвета испытуемого раствора со стандартной цветовой шкалой обеспечивает средство для измерения рН с точностью до ближайшего целого числа. Более точные измерения возможны , если цвет измеряется спектрофотометрически, с помощью колориметра или спектрофотометра . Универсальный индикатор состоит из смеси таких показателей, что существует непрерывное изменение цвета от приблизительно рН 2 до рН 10. Универсальный индикаторной бумаги изготовлен из впитывающей бумаги , которая была пропитанной с универсальным индикатором. Другой метод измерения рН с помощью электронного рН — метра.

рОН иногда используется как мера концентрации гидроксид — ионов. OH — . Значения POH получены из измерений рН. Концентрации гидроксид — ионов в воде связана с концентрацией ионов водорода путем

[ ОЙ — ] знак равно К W [ ЧАС + ] < Displaystyle [< се <ОН ^ ->>] = < гидроразрыва >>> <[< се >]>>>

рОН знак равно п К W — pH < Displaystyle < се <рОН>> = < се <р>> K _ << се >> — < се <рН>>>

Так, при комнатной температуре, POH ≈ 14 — рН. Однако эта зависимость не является строго справедливо и в других случаях, например, при измерениях щелочности почвы .

Экстремумы рН

Измерение рН ниже примерно 2,5 (приблизительно 0,003 моль дм -3 кислоты) и выше приблизительно 10,5 (приблизительно 0,0003 моль дм -3 щелочной) требует специальных процедур , поскольку, при использовании стеклянного электрода, то закон Нернста ломается при этих условиях. Различные факторы способствуют этому. Он не может предположить , что жидкие ответвительные потенциалы не зависят от рН. Кроме того , крайняя рН означает , что раствор концентрируют, так что электродные потенциалы зависят от ионной силы вариации. При высоком рН стеклянный электрод может зависеть от «щелочной ошибки», поскольку электрод становится чувствительным к концентрации катионов , таких как Na + и K + в растворе. Специально сконструированные электроды доступны , которые частично преодолеть эти проблемы.

Стоки из шахт или хвостохранилищ могут производить некоторую очень низкий рН.

Неводные растворы

Концентрации ионов водорода (деятельность) могут быть измерены в неводных растворителях. значения рН на основе этих измерений принадлежат к разным масштабом из водных значений рН, так как действия относятся к различным стандартным состояниям . Активность ионов водорода, Н + , может быть определена как:

a ЧАС + знак равно ехр ⁡ ( μ ЧАС + — μ ЧАС + ⊖ р T ) < Displaystyle A _ << се <Н +>>> = ехр влево (< гидроразрыва < му _ << се <Н +>>> — му _ << се <Н +>>> ^ < ominus>> > справа)>

где ц Н + является химическим потенциалом иона водорода, является его химическим потенциалом в выбранном стандартном состоянии, R является газовым постоянным и Т представляет собой термодинамическая температура . Таким образом, значения рН на различных масштабах нельзя сравнивать непосредственно из — за различных ионов сольватированных протонов , таких как ионы lyonium, требующих масштаб intersolvent , который включает в себя коэффициент активности передаточную гидроксония / lyonium иона . μ ЧАС + ⊖ < Displaystyle мю _ << се >> ^ < ominus>>

рН пример функции кислотности . Другие функции кислотности могут быть определены. Например, функция кислотности Hammett , Н , была разработана в связи с суперкислотами .

Единая абсолютная шкала рН

Понятие «единой шкале рН» была разработана на основе абсолютного химического потенциала протона. Эта модель использует кислотно-основание Льюиса определение. Эта шкала относится к жидкостям, газам и даже твердым веществам. В 2010 году новый «единая шкала абсолютных рН» было предложено , что позволило бы различные диапазоны рН через различные решения использовать эталону общего протона.

Приложения

Чистая вода является нейтральной. Когда кислота растворяется в воде, рН будет меньше , чем 7 (25 ° С). Когда основание , или щелочи , растворяют в воде, рН будет больше , чем 7. Раствор сильной кислоты, такой как соляная кислота , при концентрации 1 моль дм -3 имеет рН 0. Раствор сильный щелочи, такие как гидроксид натрия , в концентрации 1 моль дм -3 , имеет рН 14. Таким образом, измеренные значения рН будет лежать преимущественно в диапазоне от 0 до 14, хотя отрицательные значения рН и значения выше 14 вполне возможны. Поскольку рН является логарифмической шкале, разница одной единицы рН эквивалентна разнице в десятикратном концентрации ионов водорода.
РН нейтральности не точно 7 (25 ° С), хотя это является хорошим приближением в большинстве случаев. Нейтральность определяется как условие , где [H + ] = [ОН — ] (или деятельность равны). Так как самостоятельная ионизация воды удерживает продукт этой концентрации [H + ] × [ОН — ] = К ш , можно видеть , что при нейтральности [Н + ] = [ОН — ] = √ К ш , или рН = рК ж / 2. рК ш приблизительно 14 , но зависит от ионной силы и температуры, и поэтому рН нейтральности делает также. Чистая вода и раствор NaCl в чистой воде оба нейтральные, так как диссоциация воды производит равное количество обоих ионов. Однако рН нейтрального раствора NaCl будет немного отличается от нейтральной чистой воды , так как активность водорода и гидроксид — ионов зависит от ионной силы , так что K ш изменяется в зависимости от ионной силы.

Если чистая вода подвергается воздействию воздуха становится слегка кислой. Это потому , что вода поглощает двуокись углерода из воздуха, который затем медленно превращается в бикарбонат и ион водорода ( по существу , создавая угольную кислоту ).

HCO3^- + H+>>>"> Колорадо 2 + ЧАС 2 О ↽ — — ⇀ HCO 3 — + ЧАС + < Displaystyle < се >> НСО3 ^ — + Н +>>>">

рН в почве

Классификация диапазонов рН почвы

США Департамент сельского хозяйства природных ресурсов службы охраны , ранее Службы защиты почв классифицирует рН почвы колеблется следующим образом :

Кислоты и основания
  • кислота
  • Кислотно-щелочная реакция
  • Acid прочность
  • функция Кислотность
  • амфотерность
  • База
  • Буферные растворы
  • константа диссоциации
  • Равновесие химия
  • экстракция
  • функция кислотности Hammett
  • pH
  • Протон сродства
  • Self-ионизация воды
  • титрование
  • Кислоты Льюиса катализ
  • Расстроенная пара Льюиса
  • Хиральные кислоты Льюиса
Кислотные типы
  • Бренстеда
  • Льюис
  • акцептант
  • Минеральная
  • органический
  • сильный
  • Сверхкислоты
  • слабый
  • твердый
Базовые типы
  • Бренстеда
  • Льюис
  • даритель
  • органический
  • сильный
  • супероснований
  • Non-нуклеофильного
  • слабый
Ссылка на основную публикацию
Характеристика рябка
У рода собственно рябков (Pterocles) ноги с четырьмя несросшимися голыми пальцами [2] . Питаются главным образом зёрнами. Два вида Pterocles...
Укус фруктовой мошки
Клещевой энцефалит 2020 Закон о борщевике 2018 Уничтожение клопов в Москве Под термином «мошки» могут подразумеваться: Насекомые по официальной научной...
Укусила домашняя кошка до крови что делать
Укус кошки – это нередкое явление. Покусать питомец может во время активных игр или из-за чересчур навязчивого проявления чувств со...
Характеристика нубийской породы коз
Нубийские козы – популярная в США и Северной Африке разновидность коз. Они отличаются вкусным и жирным молоком, отличным мясом, а...
Adblock detector