Нормальные показатели pH. Закон электронейтральности

Обновлено: 30.09.2022

Уровень активности ионов водорода в воде является одним из важнейших факторов, влияющих на оценку качества жидкости. Именно от данного критерия зависит уровень кислотно-щелочного баланса и направленность биохимических реакций, которые будут происходить в организме после употребления этой жидкости. В данной статье мы подробнее остановимся на вопросе, что такое pН воды, каким образом его определяют, а также же как повысить или понизить pН воды.

Из этой статьи вы узнаете:

Что такое pН воды

Какова норма pН воды

Чем грозит низкий уровень pH воды

Как измерить pН воды

Что такое pН воды

Показатель pH является единицей активности иона водорода, которая равна обратному логарифму активности водородных ионов. Так, например, вода, pH которой составляет 7, обладает 10–7 моль на один литр ионов водорода. Следовательно, жидкость с pH равном 6 – 10–6 моль на один литр. Шкала показателей pH при этом варьирует в диапазоне от 0 до 14. Если pH воды менее 7, то она является кислой, а если более 7 – тогда щелочной. Норма pH для поверхностных водных систем составляет 6,5–8,5, для подземных – 6–8,5.

Показатель pH воды равняется 7 при 25 °С, но при взаимодействии с диоксидом углерода в атмосфере данное значение будет составлять 5,2. Уровень pH тесно связан с атмосферным газом и температурой, поэтому воду следует проверить в самые короткие сроки. pH воды не сможет дать полной характеристики и повода для ограничения подачи воды.

Когда в воде растворяются различные химические вещества, то данный баланс подлежит изменению, что, в свою очередь, провоцирует изменение показателя pH. Если в воду добавить кислоту, концентрация ионов водорода возрастает, и концентрация гидроксид-ионов, в свою очередь, понижается. Если в жидкость добавить щелочь, тогда концентрация гидроксид-ионов возрастает, а содержание ионов водорода понижается.

Статьи, рекомендуемые к прочтению:

Уровень pН воды показывает уровень кислотности или щелочности среды, а кислотность и щелочность характеризуется количественным содержанием в воде элементов, нейтрализующих щелочь и кислоту. Так, например, температура отражает уровень нагрева вещества, но не количественный показатель тепла. Если мы коснемся воды рукой, то мы определим, теплая она или холодная, но мы не сможем сказать, какое количество тепла в ней содержится (другими словами, сколько потребуется времени для того, чтобы вода остыла).

Показатель pH – один из основных качественных характеристик воды. Он отражает кислотно-щелочной баланс и определяет, каким образом будут происходить те или иные биологические и химические процессы. Величиной pH воды определяется скорость протекания той или иной химической реакции, уровень коррозионной агрессивности жидкости, степень токсичности загрязняющего вещества и многие другие факторы. Более того, кислотно-щелочной баланс среды организма определяет наше состояние здоровья, настроение и самочувствие.

Различают следующие группы воды, в зависимости от показателя pH:

Величина рН

Контролировать уровень pН воды необходимо на каждом этапе очистки жидкости, поскольку смещение баланса может негативно отразиться на вкусовых качествах, запахе и оттенке воды, а также снизить эффективность ее очистки.

Каков нормальный pН воды

Из-за стремительного темпа современной жизни, неправильного питания, нарушения пищевого и питьевого режимов уровень pН в организме человека падает. Так, кислотно-щелочной баланс смещается в сторону повышенной кислотности (pН до значения 7 подразумевает кислую среду, и до 14 – щелочную, соответственно, чем ниже данный уровень, тем выше кислотность), что может привести к серьезным заболеваниям. Решать эту проблему можно с помощью ежедневного употребления минеральной воды с оптимальным уровнем активности ионов водорода. Именно поэтому важно знать, какая величина pН является нормой для воды, которую вы регулярно употребляете в пищу.



Итак, какой должен быть pН воды? Профессионалы утверждают, что эта величина должна ориентировочно соответствовать нормальному показателю pН крови человека (7,5). Именно поэтому для питьевой воды норму pН рассчитывают от 7 до 7,5. Благодаря чистой питьевой воде с нормальным показателем активности ионов водорода улучшаются обменные процессы в организме, увеличивается общая продолжительность жизни и оптимизируется обмен кислорода. И наоборот, из-за сладких, газированных и содержащих красители напитков уменьшается pН человеческой крови, что можно сразу заметить по неприятной сухости во рту.

Поэтому лучше всего отдавать предпочтение воде с «правильным» показателем pН. Вы всегда сможете найти эту информацию на этикетке любой бутылки. Никакой фильтр с наполнителями и абсорбентами не сможет заменить настоящую природную воду с оптимальным уровнем pН. Некоторые пытаются понизить кислотность воды pН и придать жидкости полезные свойства, добавляя лимонный или огуречный сок, тем не менее это далеко не всегда оказывает должный эффект. Еще один известный способ изменения pН воды – это электролиз, который позволяет получить в двух емкостях щелочную и кислую воду. Щелочная вода с высоким pН считается «живой», ее используют для лечения, а кислая – «мертвой», которую чаще всего используют для умывания.

Тем не менее такие способы не подойдут для ежедневного использования. В этой ситуации остается только одно рациональное решение – отдать предпочтение слабоминеральной природной воде с необходимым для здоровья уровнем кислотности.

Измерение pН воды

Не стоит забывать о том, что человеческий организм на целых 70 % состоит из воды! Продукты обмена веществ в клетках представляют собой кислоты, в то время как основная масса внутренних жидкостей организма, за исключением желудочной кислоты, слабощелочные. Особое значение при этом имеют показатели крови. Организм человека нормально функционирует, если его кровь слабощелочная, и величина ее pН составляет от 7,35 до 7,45.

В том случае, когда в кровь и межклеточную жидкость попадает большое количество кислот, происходит нарушение кислотно-щелочного баланса. Даже небольшое отклонение уровня pН от данных показателей (от 7,35 до 7,45) может привести к серьезному нарушению здоровья. Если продолжается процесс повышения кислотности крови и дальнейшее понижение значения pН до 6,95, то наступает кома и возникает настоящий риск для жизни человека! Именно по этой причине необходимо отслеживать величину pН питьевой воды, которая является одной из важнейших показателей ее качества!

Уровень pН воды вы сможете определить самостоятельно, в домашних условиях. В качестве прибора для измерения pН воды вы можете использовать лакмусовую (индикаторную) бумагу, которая меняет свой оттенок при кратковременном погружении в изучаемую среду. Так, при погружении в кислотную среду лакмусовая полоска приобретает красный оттенок, а в щелочную – синий. Далее следует сравнить получившийся цвет с цветной шкалой, в которой для каждого оттенка соответствует конкретный уровень pН, чтобы определить данный показатель у исследуемой жидкости. Данный метод определения pН является самым простым и дешевым.

Для наиболее точного определения уровня pН используют pН-метр для воды. Данный прибор для определения pН воды более дорогостоящий, чем лакмусовая бумага, тем не менее он определяет уровень pН жидкости в точности до сотых!

РН-метры для воды бывают бытовыми (портативными) и лабораторными. Чаще всего используют первый вариант, мы остановимся на них подробнее. Они различаются:

Степенью защиты от воды.

Наличием (или отсутствием) автоматической калибровки.

Последний параметр определяется количеством калибруемых точек (1 или 2). Точками называют буферные растворы, с помощью которых и производят калибровку РН-метра. Рекомендуем приобрести прибор с автоматической калибровкой.

Существуют специальные тест-полоски, определяющие уровень pН-среды. Такие полоски очень удобны в использовании. Их упаковка оснащена шкалой, с помощью которой определяют концентрацию водородных ионов. Но такие тест-полоски не так часто появляются в продаже, при этом они довольно дорогостоящие.

При всех своих преимуществах pН-метры для воды также отличаются сравнительно высокой ценой.

Вы можете воспользоваться самодельными тест-полосками, чтобы определить pН воды.

Существуют различные вещества, которые меняют свой цвет в зависимости от содержания водородных ионов в жидкости. Например, чай вместо коричневого оттенка приобретает желтый, если в него добавить ломтик лимона.

Таким же образом меняют свой цвет, в зависимости от содержания водородных ионов, вишневый, смородинный соки и т. д. В природе существует огромное количество таких органических индикаторов. И на основе таких индикаторов создают самодельные тест-полоски, которые позволяют определить pН воды.

Мы воспользуемся веществом, входящим в состав красной цветной капусты. Данный овощ содержит пигмент anthocyanin, относящийся к категории флавоноидов. Именно он отвечает за оттенок сока капусты и меняет его, в зависимости от уровня кислотности.

Антоцианы в кислой среде приобретают красный оттенок, а в щелочной – синий, в фиолетовый они окрашиваются, находясь в нейтральной среде. Аналогичными свойствами обладает и пигмент свеклы.

Для проведения эксперимента вам потребуется половина качана красной цветной капусты среднего размера, который следует мелко нарезать. Затем нарезанную капусту необходимо положить в емкость и залить литром воды. Затем вскипятите воду и оставьте данное зелье вариться в течение 20–30 минут.

За это время часть жидкости испарится, и вы получите отвар насыщенного фиолетового оттенка. Затем остудите зелье и приготовьте основу для теста.

Идеальным вариантом в этом случае послужит белая принтерная бумага, которая не будет вносить погрешности в цвет жидкости. Также ее преимущество заключается в том, что она хорошо впитывает отвар индикатора. Бумага должна быть нарезана полосками ориентировочно 1×5 см.

Перед тем как вы будете определять уровень pН воды, необходимо пропитать тест-полоски индикаторным раствором. Для этого процедите остывший отвар сквозь марлю и опустите в него бумагу. Следите за тем, чтобы тест-полоски пропитались равномерно. Пропитывать бумагу следует в течение 10 минут. В результате бумага должна приобрести бледно-сиреневый оттенок.

Далее просушите тест-полоски, разложив их на чистой бумаге или развесив на бельевой веревке.

Когда бумага, пропитанная отваром, высохнет, вы можете приступать к определению уровня pН воды. Затем сложите тест-полоски в коробку или полиэтиленовый пакетик, чтобы уберечь их от влаги.

Онлайн-подбор оборудования для очистки воды по результатам анализа

Использовать данный метод определения уровня pН очень легко. Возьмите пипетку и капните одну-две капли испытуемого раствора на тест-полоску. Подождите одну-две минуты, чтобы индикатор вступил в реакцию с бумагой. В зависимости от показателя pН воды бумага приобретет определенный оттенок, который следует сравнить с цветной шкалой, имеющей следующий вид:


Для калибровки цветной шкалы используются вещества, которые в первоначальном виде имеют постоянный pH среды. Ниже расположена подробная таблица этих элементов:

Диагностика нарушений кислотно-основного состояния

Поскольку показатели кислотно-основного состояния играют важную роль в лабораторной диагностике диабетических ком, врачу-эндокринологу необходимо хорошо представлять себе характер и принципы диагностики его возможных нарушений, Смещение кислотно-основного баланса в организме в кислую сторону называют ацидозом, в щелочную — алкалозом. Ацидоз или алкалоз, вызванный нарушением содержания углекислого газа в крови, называют респираторным или дыхательным.

Наиболее частая причина респираторного ацидоза — дыхательная недостаточность, приводящая к накоплению в крови углекислого газа, образующего угольную кислоту (Н 2 СО 3 ) при растворении в воде. Гиповентиляция и связанная с ней дыхательная недостаточность обычно являются результатом угнетения дыхательного центра в результате черепно-мозговой травмы, инфекции, токсического действия барбитуратов или наркотических средств, нарушения работы дыхательной мускулатуры в результате миастении или полиомиелита, а также острой и хронической легочной патологии. Респираторный алкалоз обычно является результатом гипервентиляции любой этиологии, снижающей содержание в крови углекислого газа и, соответственно, угольной кислоты.

К гипервентиляции могут приводить черепно-мозговые травмы, инфекции, новообразования головного мозга, тяжелая интоксикация в результате вызванного грамотрицательными бактериями сепсиса, печеночной недостаточности, лихорадки или передозировки салицилатов. В тех случаях, когда нарушение кислотно-основного состояния не является результатом нарушения дыхания, речь идет о метаболическом ацидозе или алкалозе.

В практике врача-эндокринолога чаще приходится сталкиваться с метаболическим ацидозом в результате избыточного накопления в крови кетоновых тел и (или) лактата. Выраженный метаболический ацидоз при этом обычно в той или иной степени компенсируется дыхательным алкалозом, развивающимся в результате гипервентиляции на фоне большого ацидотического дыхания Куссмауля. Кроме этого, развитие метаболического ацидоза может быть спровоцировано острой почечной недостаточностью, выраженной диареей, хронической сердечной недостаточностью, шоком любой этиологии, а также отравлением некоторыми веществами (салицилатами, метиловым спиртом, этиленгликолем и др.).

Метаболический алкалоз во врачебной практике встречается значительно реже метаболического ацидоза. Наиболее частыми причинами этого нарушения кислотно-основного состояния являются:

  • избыточное введение гидрокарбоната натрия (NaHCO 3 );
  • выраженная потеря хлоридов при упорной рвоте;
  • усиленное выведение хлоридов и калия с мочой под действием салуретиков или глюкокортикоидов;
  • переливание больших количеств нитратной крови;
  • вторичный гиперальдостеронизм в результате гиповолемии различной этиологии;
  • эндогенный гиперкортицизм.

Характеристика основных показателей кислотно-основного состояния приведена в табл. 1. Поскольку анализ газового состава венозной крови не позволяет адекватно оценить дыхательную функцию легких, а получение артериальной крови для исследования сопряжено с определенными техническими трудностями и не всегда желательно, в реальной клинической практике для исследования кислотно-основного состояния часто проводят забор так называемой артериализованной, капиллярной крови.

Обозначение по­казателя, едини­ца измерения

Характеристика

Диапазон нормальных значений

Показатель активной реакции плазмы, комплексно характери­зующий кислотно-основное сос­тояние

рСО 2 , мм рт. с.т.

Парциальное напряжение угле­кислого газа в артериальной кро­ви. Показатель отражает функци­ональное состояние дыхательной системы, его повышение указыва­ет на наличие респиратоного (ды­хательного) ацидоза, снижение — признак респираторного алкало­за. Для венозной крови нормаль­ные значения выше на 5-6 мм рт. ст.

Парциальное давление кислоро­да в артериальной крови отра­жает функциональное состоя­ние дыхательной системы

Истинный бикарбонат, характе­ризует концентрацию бикарбонатных ионов (HCO 3 ) — наибо­лее подвижный и наглядный по­казатель кислотно-основного состояния

Стандартный бикарбонит концентрация бикарбонатых ионов, намеренная в стандартных условиях (при рСО 2 = 40 мм рт. ст., t = 37° С и полном насыщении крови кислородом и во­дяными парами)

Сумма оснований всех буфер­ных систем крови (щелочных компонентов бикарбонатной, фосфатной, белковой и гемоглобиновой систем)

Капиллярную кровь получают, пунктируя скарификатором мягкие ткани мочки уха или подушечку одного из пальцев кистей верхних конечностей. С целью артериализации крови перед забором мочку уха или палец кисти энергично массируют в течение 5 минут. Однако при интерпретации результатов, полученных в ходе исследования такой крови, следует учитывать, что при выраженных нарушениях газообмена и гемодинамики эти показатели лишь приблизительно отражают реальную ситуацию.

При оценке кислотно-основного состояния используется эквилибрационный микрометод Аструпа с интерполяционным расчетом рСО 2 и методы с прямым окислением СО 2. Микрометод Аструпа основан на наличии физической взаимосвязи между компонентами, регулирующими равновесие кислот и оснований в организме. При использовании этого метода в крови непосредственно определяют pH и рСО 2 , а остальные показатели рассчитывают по номограмме Сиггаарда-Андерсена (1960). Современные микроанализаторы определяют все показатели кислотно-основного состояния крови в автоматическом режиме.

Для оценки кислотно-основного состояния наиболее информативны pH крови, парциальное давление углекислого газа (рСО 2 ), уровень стандартного бикарбоната (SB) и сдвиг буферных оснований (BE). Изменения, типичные для различных видов нарушения кислотно-основного состояния приведены в табл. 2. Следует подчеркнуть, что pH крови изменяется только при выраженном нарушении кислотно-основного состояния, когда компенсаторные возможности химических и физиологических буферных систем крови оказываются несостоятельными. Умеренные нарушения этого состояния протекают бессимптомно. Например, большое ацидотическое дыхание Куссмауля развивается при снижении pH до 7,2. Поэтому диагностика умеренных нарушений кислотно-основного состояния базируется, главным образом, на основании результатов исследования газового состава крови, уровней бикарбонатов (АВ, SB, ВВ) и сдвига BE.

Показатель (норма)

Метаболи­ческий ацидоз

Метабо-ли­ ческий алкалоз

Респира-тор­ ный ацидоз

Респира-тор­ ный алкалоз

pH крови (7,35-7,45)

Снижено или в норме

Повышено или в норме

Снижено или в норме

Повышено пли в норме

Парциальное давление СО2 (35-45 мм рт. ст.)

Снижено или в норме

Повышено или в норме

Стандартный бикарбонат, SB (25-28 ммоль/л)

Повышено или в норме

Снижено или в норме

Сдвиг буфер­ных основаий, BE (от -2 до +2 ммоль/л)

В связи с тем, что нарушения кислотно-основного состояния часто носят комбинированный характер, при интерпретации показателей следует учитывать логические аксиомы, предложенные Ассоциацией кардиологов США и описывающие взаимосвязи между уровнем рСО 2 , pH и изменением концентрации буферных оснований (Сумин С.А., 2005).

Поэтому, если повышение рСО 2 на 10 мм рт. ст. выше нормы (40 мм рт. ст.) сопровождается снижением pH с 7,4 до 7,32, эти изменения кислотно-основного состояния носят чисто респираторный характер. Исходя из этого правила, рСО 2 и pH крови должны быть взаимосвязаны следующим образом:

Изменение pH на величину, отличающуюся от расчетной, свидетельствует о наличии не только респираторной, но и метаболической причины нарушения кислотно-щелочного состояния.

2 аксиома. Изменение pH на 0,15 является результатом изменения концентрации буферных оснований на 10 ммоль/л.

Это правило отражает взаимосвязь между сдвигом буферных оснований (BE) и pH крови. Если при нормальном парциальном давлении СО2 (40 мм рт. ст.) pH 7,25, а BE = -10 ммоль/л, это свидетельствует о чисто метаболическом характере ацидоза и отсутствии его респираторной компенсации. Данная взаимосвязь может быть проиллюстрирована следующим образом:

рСО 2 , мм рт. ст.

Эти аксиомы позволяют выявить комбинированный характер нарушений кислотно-основного баланса, однако не позволяют решить, какое из нарушений первично, а какое — результирующая компенсаторная реакция.

3 аксиома. Дефицит (избыток) оснований в организме может быть рассчитан по следующей формуле: общий дефицит оснований в организме (ммоль/л) = BE, определенный на основе второго правила, (ммоль/л) х 1/4 массы тела (кг).

Эта аксиома основана на предположении, что внеклеточный объем, включая плазму (т.е. водный объем распределения гидрокарбоната), составляет 1/4 массы тела.

Анализ показателей кислотно-основного баланса позволяет не только выявить его нарушения, но и оценить их тяжесть. Классификации различных нарушений кислотно-основного баланса по степени выраженности представлены в табл. 3-6. При составлении этих таблиц использовались средние сводные данные (Сумин С.А., 2005).

Оценка показателей субкомпенсированного метаболического ацидоза, приведенных в табл. 3, позволяет выявить умеренный дефицит оснований (BE не ниже -9 ммоль /л) на фоне компенсаторного респираторного алкалоза (снижение рСО 2 до 28 мм рт. ст.) и умеренного снижения уровня оснований (АВ, SB, ВВ), При декомпенсации кислотно-основного состояния выраженный дыхательный алкалоз (рСО 2 менее 28 мм рт. ст.) уже не может компенсировать значительное снижение уровня щелочных радикалов (АВ, SB, ВВ), что приводит к сильному дефициту оснований (BE менее -9).

При сопоставлении показателей субкомпенсированного алкалоза (см. табл. 4) обращает на себя внимание незначительный избыток основании (АВ, SB, ВВ) по сравнению с состоянием, характерным для компенсации. При декомпенсации алкалоза происходит нарастание избытка оснований (АВ, SB, ВВ) и значительный позитивный сдвиг буферных оснований (BE). Причем эти изменения развиваются на фоне существенного нарастания гиперкапнии — увеличения парциального давления СО 2 отражающего развитие компенсаторного дыхательного ацидоза. Попытка борьбы с этой гиперкапнией путем искусственной вентиляции легких будет ошибкой, поскольку накопление СО 2 носит компенсаторный характер.

При анализе показателей, приведенных в таблице 5, обращает на себя внимание следующее. При субкомпенсированном респираторном ацидозе имеется явный избыток СО 2 в крови (рСО 2 повышено до 55 мм рт. ст.). При этом часть углекислого газа превращается в бикарбонаты, на что указывает умеренное повышение АВ, SB и ВВ, а также позитивное значение BE (до -3,5 ммоль/л). При декомпенсации респираторного ацидоза гиперкапния значительно усиливается (рСО 2 достигает 70 мм рт. ст.). При этом продолжает развиваться частичная компенсация кислотно-основного состояния за счет нарастания метаболического алкалоза, который проявляется повышением уровня бикарбонатов (АВ, SB, ВВ) и позитивным сдвигом буферных оснований (повышение BE до -12).

Химия кислот и оснований

Понятие кислоты и основания было введено в медицинскую практику Bronsted в 1923 году. В соответствии с предложенным им определением кислотой является вещество, способное отдавать ион водорода, а основанием – вещество, способное присоединять ион водорода. При добавлении кислоты к воде, она обратимо диссоциирует, образуя Н + и анионы (Аˉ); например, Н + + Аˉ. Степень до которой диссоциирует кислота и действует как донор иона Н + определяется силой или слабостью кислоты. Сильные кислоты, такие как серная кислота, диссоциируют полностью; слабые кислоты, такие как уксусная кислота, диссоциируют только в ограниченных пределах. Вышесказанное верно и для оснований и их способности диссоциировать и акцептировать ион водорода. Большинство кислот и оснований организма - слабые кислоты и основания; наиболее значимые - угольная кислота (Н2СО3), которая является слабой кислотой, образующейся из двуокиси углерода (СО2), и бикарбонат (НСО3ˉ ), который является слабым основанием.

Кислотность или щелочность раствора зависит от концентрации в нем протонов, причем концентрация может изменяться на несколько порядков величин. Концентрация Н + ионов в жидкостях организма не сопоставима с таковой для других ионов. Например, концентрация ионов натрия (Na + ) приблизительно в 1 миллион раз выше, чем концентрация Н + . Поскольку концентрация ионов водорода очень низка, (в норме концентрация водородных ионов в циркулирующей крови при рН=7,4 составляет 40´10 -9 ммоль/л), то ее обычно выражают в единицах рН (power Hydrogene – сила водорода). рН представляет собой отрицательный десятичный логарифм (р) концентрации ионов Н + в миллиэквивалентах на литр; значение рН, равное 7,0 соответствует концентрации ионов Н + в 10ˉ 7 (0,0000001) эквивалентов на литр (mEq/L).

рН обратно связан с концентрацией ионов Н + ; низкий рН свидетельствует о высоком содержании ионов Н + , высокий рН – о низком уровне ионов Н + .

Точно определить рН во внутриклеточной жидкости невозможно; по данным, полученным с помощью большинства существующих методов, эта величина в среднем составляет 6,9. Концентрация ионов водорода неравномерна не только в цитоплазме, но и в пределах органелл одной клетки.

Константа диссоциации (К) используется для описания степени, до которой кислота и основание диссоциируют. рКа - отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации для кислоты. Он равен значению рН, при котором кислота диссоциирована на 50%. Использование отрицательного десятичного логарифма для констант диссоциации позволяет выражать рН в положительных значениях. Каждая кислота в водном растворе имеет определенный рК, незначительно варьирующий при изменении температуры и рН. При нормальной температуре тела, рКа для НСО3ˉ буферной системы внеклеточной жидкости составляет 6,1.

Все кислоты, основания и соли в растворах диссоциируют на разноименно заряженные ионы. Определенная группа веществ может диссоциировать в зависимости от рН среды. Эти вещества называют амфотерными электролитами или амфолитами. В щелочном растворе они ведут себя как кислоты и являются донорами Н + , в кислом растворе способны связывать Н + и проявляют свойства оснований. К амфолитам относятся белки крови человека. Реакция крови человека слабощелочная, поэтому белки ведут себя как слабые кислоты.

Обмен кислот и оснований в организме тесно связан с обменом воды и электролитов. Все эти процессы объединены законом электронейтральности и изоосмолярности. Электронейтральность плазмы сохраняется благодаря постоянному равновесию катионов и анионов. Это означает, что изменение концентрации одного из ионов неизбежно влечет за собой адекватные сдвиги в концентрации других ионов (катионов или анионов). Например, уменьшение содержания хлора приводит либо к увеличению концентрации другого аниона (чаще бикарбоната), либо к соответствующему уменьшению (выведению из организма) катиона натрия.

Рис.1. Ионный состав плазмы.

Для плазмы крови закон электронейтральности проявляется в том, что концентрация катионов и анионов равна, составляя соответственно по 155 ммоль/л. Следовательно, суммарно Росм плазмы равно 310 ммоль/л. Из общего количества катионов плазмы на долю натрия приходится 142 ммоль/л. В группе анионов 103 ммоль/л составляют ионы хлора (слабое основание). Бикарбонат и белки представляют собой сильные буферные основания. На их долю приходится соответственно 27 моль/л и 15 ммоль/л.

В норме концентрация бикарбоната (НСО3ˉ) в плазме крови в 20 раз выше, чем угольной кислоты (Н2СО3). Именно при таком соотношении НСО3ˉ и Н2СО3 сохраняется рН, равный 7,4. Если изменяется концентрация бикарбоната или углекислоты, меняется их соотношение и происходит сдвиг рН в кислую (ацидоз) или щелочную (алкалоз) сторону. В этих условиях нормализация рН происходит за счет действия ряда компенсаторных регуляторных механизмов, восстанавливающих прежнее соотношение кислот и оснований в плазме крови, а также в различных органах и тканях.

Разность между измеряемыми концентрациями основных катионов (натрий и калий) и анионов (хлор и бикарбонат) плазмы называется анионным интервалом (АИ). Анионный интервал – показатель, в значительной степени отражающий количество образованных и/или задержанных в организме нелетучих кислот.

В норме АИ составляет 16±4 мэкв/л. Увеличение АИ чаще всего связано с накоплением органических кислот (ацидоз) или с гиперпротеинемией. Уменьшение АИ происходит при гипопротеинемии. АИ – косвенная анионов в сыворотке, которые не изменяются при рутинном лабораторном анализе.

Рис.2. Анионный интервал при ацидозе вследствие избытка органических кислот и избытке хлора. Неизмеряемые анионы, такие как фосфаты, сульфаты и органические кислоты, увеличивают АИ вследствие замещения гидрокарбоната. Это подразумевает отсутствие изменения содержания Na + .

Существует несколько вариантов определения АИ, в частности, без добавления в формулу концентрации ионов калия. В этом случае АИ в норме будет равен 12±4 мэкв/л.

При метаболическом ацидозе органические анионы накапливаются одновременно с эквивалентным количеством ионов водорода. Так, при диабетическом кетоацидозе накапливаются ацетоацетат и b-оксимасляная кислота, при лактоацидозе накапливается лактат. При этом электронейтральность поддерживается за счет снижения количества бикарбоната. Существенное увеличение АИ наблюдается при отравлениях метанолом, этиленгликолем. Большинство видов метаболического ацидоза возникает в результате снижения уровня бикарбоната плазмы без соответствующего повышения концентрации ионов хлора, что сопровождается повышением АИ.

В то же время при почечном канальцевом ацидозе, связанном с потерей бикарбоната, происходит повышение в плазме ионов хлора и АИ будет в пределах нормы. Поэтому расчет АИ имеет диагностическое значение. Хотя в клинических условиях причину метаболического ацидоза можно установить с помощью обычных анализов, тем не менее расчет АИ может быть полезен при анализе комплексных нарушений КОС.

Водородный показатель среды растворов – pH.

Водородный показатель – рН – это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni – сила водорода, или pondus hydrogenii – вес водорода.

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина – показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH:

В чистой воде при 25°C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH - ]) одинаковы и составляют 10 -7 моль/л, это напрямую следует из константы автопротолиза воды Кw , которую иначе называют ионным произведением воды:

Кw = [H + ] · [OH – ] =10 –14 [моль 2 /л 2 ] (при 25°C)

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания – наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H + ] > [OH – ] говорят, что раствор является кислым, а при [OH – ] > [H + ] – щелочным.

Для определения значения pH растворов широко используют несколько способов.

1) Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы – органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах – либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1-2 единицы (см. Таблица 1, занятие 2).

Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

2) Аналитический объёмный метод – кислотно-основное титрование – также даёт точные результаты определения общей кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности – момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, – фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется общая кислотность раствора.

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред (Табл. 2).

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем.

3) Использование специального прибора – pH-метра – позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов, отличается удобством и высокой точностью, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.

С помощью рН-метра измеряют концентрацию ионов водорода (pH) в растворах, питьевой воде, пищевой продукции и сырье, объектах окружающей среды и производственных систем непрерывного контроля технологических процессов, в т. ч. в агрессивных средах.

рН-метр незаменим для аппаратного мониторинга pH растворов разделения урана и плутония, когда требования к корректности показаний аппаратуры без её калибровки чрезвычайно высоки.

Прибор может использоваться в лабораториях стационарных и передвижных, в том числе полевых, а также клинико-диагностических, судебно-медицинских, научно-исследовательских, производственных, в том числе мясо-молочной и хлебопекарной промышленности.

Последнее время pH-метры также широко используются в аквариумных хозяйствах, контроля качества воды в бытовых условиях, земледелия (особенно в гидропонике), а также – для контроля диагностики состояния здоровья.

Таблица 2. Значения рН для некоторых биологических систем и других растворов

Система (раствор) рН
Двенадцатиперстная кишка 7,0 – 7,8
Желудочный сок 1,6 – 1,8
Кровь человека 7,35 – 7,45
Ликвор 7,5
Моча 4,8 – 7,5
Мышечная ткань 6,7 – 6,8
Панкреатический сок 8,3
Пот 4,0 – 8,0
Почки 6,6 – 6,9
Протоплазма клеток 6,4 – 7,0
Связки 7,2
Слёзы 7,4
Слюна 6,35 – 6,85
Тонкая кишка 6,2 – 7,3
Молоко 6,6 – 6,9
Морская вода 8,0
Белок куриного яйца 8,0
Апельсиновый сок 2,6 – 4,4
Томатный сок 4,3
Кофе 5,0
Чай 5,5

Контрольные вопросы

1. Уравнение ионного произведения воды, его анализ.

2. Водородный и гидроксильный показатели среды.

3. Характеристика кислотности сред по величине pH.

4. Биологическое значение водородного показателя.

Типовые задачи

Задача 1. Рассчитать рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией вещества в растворе С(НСl) = 0,001 моль·дм -3 .

Задача 2. Рассчитать pH раствора гидроксида калия с молярной концентрацией вещества в растворе C(KOH) = 1,5·10 -2 моль·дм -3 .

С(KOH) = 1,5·10 -2 моль·дм -3 KOH ? K + + OH - , т.к. ? = 1, то

[OH - ] = [KOH] = 1,5·10 -2 моль·дм -3

pOH = –lg1,5·10 -2 = 1,82

pH + pOH = 14 ? pH = 14 – pOH

pH = 14 – 1,82 = 12,18.

Задача 3. pH желудочного сока равен 1,65. Определить концентрации ионов [H + ] и [OH - ] в желудочном соке.

pH = 1,65 pH = –lg [H + ]

lg [H + ] = –pH ? [H + ] = 10 – pH

[H + ] - ? [H + ] = 10 –1,65 = 0,0224 моль·дм –3 = 2,24·10 –2 моль·дм –3

[OH - ] - ? [H + ] · [OH - ] = 10 –14

Ответ: [H + ] = 2,24·10 –2 моль?дм –3 ; [OH – ] = 4,46·10 –13 моль?дм –3 .

Тестовые задания для самоконтроля

Выберите правильный вариант ответа

01. КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ ОН — (МОЛЬ/ДМ 3 ) В РАСТВОРЕ ПРИ рН = 2,00 РАВНА ________МОЛЬ/ДМ 3

02. ЗНАЧЕНИЯ С(ОН — ) И С(Н + ) В РАСТВОРЕ ПРИ рН = 5,0 СОСТАВЛЯЮТ______ МОЛЬ/ДМ 3

03. ЗНАЧЕНИЯ С(ОН — ) И С(Н + ) В РАСТВОРЕ ПРИ рОН = 6,0 СОСТАВЛЯЮТ ______ МОЛЬ/ДМ 3

04. УКАЖИТЕ рН СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ С КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 0,1 МОЛЬ/Л И ВОДНОГО РАСТВОРА ГИДРОКСИДА КАЛИЯ С КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 1,0 МОЛЬ/Л, СЧИТАЯ, ЧТО УКАЗАННЫЕ ВЕЩЕСТВА ДИССОЦИИРУЮТ ПОЛНОСТЬЮ

05. В РАСТВОРЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ С рН = 2 КОНЦЕНТРАЦИЯ ВЕЩЕСТВА ПРИ α = 100% РАВНА _____ МОЛЬ/ДМ 3

06. рН РАСТВОРА ГИДРОКСИДА БАРИЯ РАВЕН 13, КОНЦЕНТРАЦИЯ ОСНОВАНИЯ В НЕМ ПРИ α =100% РАВНА ______ МОЛЬ/ ДМ 3

07. РАСТВОР, В 500 МЛ КОТОРОГО РАСТВОРЕНО 1,825 г HCl, ИМЕЕТ рН, РАВНЫЙ

08. УКАЖИТЕ рН 0,003 МОЛЯРНОГО РАСТВОРА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ

Контрольные задания

09. Рассчитать рН и рОН слюны, если концентрация ионов водорода в ней составляет 1,78·10 –7 моль·дм -3 .

10. Физиологическое значение рН крови 7,36. Определить концентрацию ионов [H + ] и [OH - ] в крови.

11. Рассчитать рН раствора соляной кислоты с концентрацией 0,03 моль/дм 3 и водного раствора гидроксида калия с концентрацией 0,12 моль/дм 3 , считая, что указанные вещества диссоциируют полностью.

12. Определите рН кишечного сока, если концентрация гидроксид- анионов ОН - в составе кишечного сока составляет 2,3·10 -6 моль·дм -3 .

Литература

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для вузов / Ю. А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – 5-е изд., стер. – М.: Высш.шк., 2005. – С. 66 – 76, 101 – 107.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М. : Высш. шк., 2008. – С.45-50.

1.8. Буферные системы

Свойством всех живых организмов является постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. Это постоянство поддерживается их буферными системами и необходимо для обеспечения нормальной деятельности ферментов, регулирования осмотического давления и других показателей.

Знания по теме «Буферные «системы» необходимы для понимания механизма их действия, количественной оценки способности буферных систем связывать посторонние кислоты и щелочи, понимания их взаимосвязи и роли в поддержании кислотно-основного гомеостаза.

Кроме того, важно уметь готовить буферные растворы для последующего использования их в различных медико-биологических, химических и клинических исследованиях.

Буферными называют системы, состоящие из двух сопряженных компонентов, способных до определенного предела противодействовать изменению рН среды при добавлении к ним небольших количеств кислоты и щелочи, а также при разбавлении раствора или концентрировании.

Способность буферных систем сохранять постоянство pH называется буферным действием.

По составу, с точки зрения протонной теории, буферные системы делят на кислые и основные.

Кислые буферные системы состоят из слабой кислоты и сопряженного с ней избытка сильного основания, создаваемого солью этой кислоты.

Например: Ацетатная буферная система – кислая буферная система, состоит из:

3СООН – слабая кислота;

СН3СООNa – растворимая соль (содержит сопряженное сильное основание СН3СОО - ).

Аммиачная буферная система – основная буферная система, состоит из:

4ОН – слабое основание;

4Сl –растворимая соль (содержит сопряженную сильную кислоту NН4 + ).

Буферные системы в растворенном состоянии образуют буферные растворы.

Буферные растворы, в отличие от буферных систем, могут быть многокомпонентными.

Кровь относят к буферным растворам.

Водородный показатель среды буферного раствора рассчитывают по уравнению Гендерсона-Гассельбаха:

pH = pKa + lg[соль]/[кислота]

pH - водородный показатель среды буферного раствора,

pKa – показатель константы кислотности слабой кислоты,

[соль]/[кислота]– количества соли и кислоты в момент равновесия; буферное соотношение.

В рабочем виде:

- C (1/z с), C (1/z к) – исходные молярные концентрации эквивалентов соли и кислоты, моль·дм -3 ;

- V (с), V (к) – объемы растворов соли и кислоты соответственно, см 3 .

Величину, характеризующую способность буферной системы противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называют буферной емкостью (B). Буферную ёмкость можно определить по кислоте или по основанию.

Буферная ёмкость показывает сколько моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи следует добавить к 1 дм 3 буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу.

B – буферная ёмкость, моль дм -3 ;

C(1/z кисл.; осн.) – молярная концентрация эквивалента добавляемой кислоты или основания;

V(кисл.; осн.) – объем раствора добавляемой кислоты или основания, см 3 ;

?pH – изменение pH;

V (буф.)- объем буферного раствора, см 3 .

Для сохранения оптимальных условий обменных процессов необходимо постоянство pH внутренних сред организма. Постоянство кислотности сред, наряду с физиологическими механизмами поддерживается буферными системами организма.

Контрольные вопросы

1. Буферные системы, их состав, свойства, классификация. Механизм буферного действия. Буферные растворы

2. Уравнение кислых буферных систем Гендерсона-Гассельбаха, его вывод и анализ. Зона буферного действия.

3. Буферная емкость. Факторы, влияющие на величину буферной емкости.

4. Биологическая роль буферных систем. Буферные системы крови: гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, белковая, водородкарбонатная, фосфатная, эфиры глюкозы и фосфорной кислоты различной степени замещенности.

5. Роль водородкарбонатной буферной системы в поддержании постоянства рН крови. Ацидоз. Алкалоз. Щелочной резерв крови.

Типовые задачи

Задача 1. Рассчитайте рН ацетатного буферного раствора, приготовленного из 80 мл 0,1 н раствора СН3СООН и 20 мл 0,1 н раствора СН3СООNa. КД (СН3СООН) = 1,74 · 10 – 5 .

Дано: Решение:
С (СН3СООН) = 0,1 н 1. Находим рКкислоты: рКкислоты = – lgКД = – lg 1,74 · 10 – 5 = 4,76
Vр (СН3СООН) = 80 мл = 0,08 л
С (СН3СООNa) = 0,1 н 2. Находим рН ацетатного буферного раствора:
Vр (СН3СООNa) = 20 мл
КД (СН3СООН) = 1,74 · 10 – 5 CC · VC 0,02 · 0,1 рН = рКкислоты + lg ----------- = 4,76 + lg -------------- = 4,16 CК · VК 0,08 · 0,1
--------------------------------------
рН = ?
Ответ: рН = 4,16

Задача 2. Рассчитать рН оксалатной буферной системы, состоящей из100 см 3 раствора щавелевой кислоты с концентрацией С(1/2 Н2С2О4)=0,5 моль·дм -3 и 150 см 3 растворы оксалата натрия с концентрацией С(1/2 Na2C2O4)=0,25 моль·дм -3 ,если КД2С2О4)=5,6·10 -2 .

С(1/2Na2C2O4) = 0,25 моль·дм – 3 рН = 1,25 + lg(0,25·150)/(0,5·100 )= 1,125.

Задача 2. Рассчитайте объемы (см 3 ) 0,1М СН3СООН и 0,1 М СН3СООNa, необходимые для приготовления 100 см 3 буферного раствора с рН = 4,0. рК (СН3СООН) = 4,76

Дано: Решение:
C(СН3СООН) = 0,1моль/дм 3 1. По уравнению Гендерсона-Гассельбаха :
C(СН3СООNa) = 0,1моль/дм 3 рН = рК + lg (Cс·Vс)/(Cк·Vк)
Vбуф. = 100 см 3 lg(Cс·Vс)/(Cк·Vк) = pH – pK
рН = 4,0 2. Подставим данные:
рК (СН3СООН) = 4,76 lg(0,1·Vс)/(0,1·Vк) = 4 – 4,76 = –0,76
V(СН3СООН) = ? V(СН3СООNa) = ? 3. Vс + Vк = 100 см 3 lg Vс/(100 –Vc) = –0,76
Vс/(100 –Vc) = 10 -0,76 = 0,174 Vc = 14,84 см 3 Vк = 100 – 14,84 = 85,16 см 3
Ответ: V(СН3СООН) = 85,16 см 3 ; V(СН3СООNa) = 14,84 см 3

Задача 3. Рассчитайте рН фосфатного буфера, состоящего из 100 см 3 0,01 моль/дм 3 NaH2PO4 и 20 см 3 0,1 моль/дм 3 Na2HPO4. Как изменится рН при добавлении к этой смеси 30 мл раствора NaOH с молярной концентрацией С(NaОН) = 0,02 моль/дм 3 ?

Дано: Решение:
C(NaH2PO4) = 0,01моль/дм 3 1. По уравнению Гендерсона-Гассельбаха :
C(Na2HPO4) = 0,1моль/дм 3 рН = рК(H2PO4 – ) + lg (Cс·Vс)/(Cк·Vк)
V(NaH2PO4) = 100 см 3 pK (H2PO4 – ) = – lg1,6·10 – 7 = 6,8
V(Na2HPO4) = 20 см 3 2. Подставим данные:
V(NaOН) = 30 см 3 pH = 6,8 + lg(0,1·20)/(0,01·100) = 6,8 + lg2 = 7,1
C(NaОН) = 0,02моль/дм 3 3. Роль соли (основания) в буфере выполняет Na2HPO4, а роль кислоты – NaH2PO4 H2PO4 – + OH – ↔ HPO4 2– + H2O; HPO4 2– + Н + ↔ H2PO4 – кислота основание
КД2РО - 4)=1,6·10 -7 рН = ?
При добавлении NaOH в буфере уменьшится количество кислоты NaH2PO4 и увеличится количество соли Na2HPO4. Расчет ведем в миллимолях(ммоль) n(NaOH) = 30 мл · 0,02 = 0,6ммоль
рН = 6,8 + lg(2+0,6)/(1-0,6) = 6,8 + lg(2,6/0,4) = 7,615
Ответ: рН = 7,615

Задача 4. Рассчитайте буферную емкость по кислоте, если при добавлении к 100 см 3 гидрокарбонатного буфера с рН = 6,5 10 см 3 раствора НСl с молярной концентрацией эквивалента С(НСl) = 0,1 моль/дм 3 изменился до 6,3.

Дано: Решение:
C(НСl) = 0,1 моль/дм 3 1. По уравнению:
V(НСl) = 10 см 3 Bк = V(HCI)·С(НСl) /Vбуф. ·ΔpH
Vбуф. = 100 см 3 Bк = 10 · 0,1 / 100 · (6,5 – 6,3) = 0,05 моль/дм 3
рН1 = 6,5
рН2 = 6,3
Вк = ?
Ответ: Bк = 0,05 моль/дм 3

Тестовые задания для самоконтроля

Выберите правильный вариант ответа

01. ВЫБЕРИТЕ БУФЕРНУЮ СИСТЕМУ

02. УКАЖИТЕ КАК НАЗЫВАЕТСЯ СДВИГ РЕАКЦИИ СРЕДЫ ОРГАНИЗМА В ЩЕЛОЧНУЮ СТОРОНУ

Водородный показатель кислотности (рН)

Водородный показатель , pH (лат. p ondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш» ) — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность.

Водородный показатель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:

История водородного показателя pH .

Понятие водородного показателя введено датским химиком Сёренсеном в 1909 году. Показатель называется pH (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, либо pondus hydrogeni — вес водорода). В химии сочетанием pX обычно обозначают величину, которая равна lg X, а буквой H в этом случае обозначают концентрацию ионов водорода (H + ), либо, вернее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH .

Вывод значения pH .

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) оказываются одинаковыми и равняются 10 −7 моль/л, это четко следует из определения ионного произведения воды, равное [H + ] · [OH − ] и равно 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Если концентрации двух видов ионов в растворе окажутся одинаковыми, в таком случае говорится, что у раствора нейтральная реакция. При добавлении кислоты к воде, концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов понижается, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода уменьшается. Когда [H + ] > [OH − ] говорится, что раствор оказывается кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.

Чтоб было удобнее представлять, для избавления от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода используют их десятичный логарифм, который берется с противоположным знаком, являющийся водородным показателем — pH.

Показатель основности раствора pOH .

Немного меньшую популяризацию имеет обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, которая равняется десятичному логарифму (отрицательному) концентрации в растворе ионов OH − :


как во всяком водном растворе при 25 °C , значит, при этой температуре:

Значения pH в растворах различной кислотности.

  • Вразрез с распространённым мнением, pH может изменяться кроме интервала 0 - 14, также может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH= −1.

Т.к. при 25 °C (стандартных условиях) [H + ] [OH − ] = 1014 , то ясно, что при такой температуре pH + pOH = 14.

Т.к. в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , значит, у кислых растворов pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равняется 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды увеличивается, значит, увеличивается ионное произведение воды, тогда нейтральной будет pH = 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH − ); с понижением температуры, наоборот, нейтральная pH увеличивается.

Методы определения значения pH .

Существует несколько методов определения значения pH растворов. Водородный показатель приблизительно оценивают при помощи индикаторов, точно измерять при помощи pH-метра либо определять аналитическим путём, проводя кислотно-основное титрование.

  1. Для грубой оценки концентрации водородных ионов часто используют кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. Самые популярные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и др. Индикаторы могут быть в 2х по-разному окрашенных формах — или в кислотной, или в основной. Изменение цвета всех индикаторов происходит в своём интервале кислотности, зачастую составляющем 1–2 единицы.
  2. Для увеличения рабочего интервала измерения pH применяют универсальный индикатор, который является смесью из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно изменяет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным способом затруднено для мутных либо окрашенных растворов.
  3. Применение специального прибора — pH-метра — дает возможность измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем при помощи индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, которая включает стеклянный электрод, потенциал которого зависим от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ обладает высокой точностью и удобством, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, что дает измерять pH непрозрачных и цветных растворов и поэтому часто применяется.
  4. Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — тоже даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) каплями добавляют к раствору, который исследуется. При их смешивании происходит химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, для полного завершения реакции, — фиксируется при помощи индикатора. После этого, если известна концентрация и объём добавленного раствора титранта, определяется кислотность раствора.
  5. Влияние температуры на значения pH:

0,001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3,

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

Влияние температуры на значения pH объясняют разчной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не есть ошибкой эксперимента. Температурный эффект нельзя компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии.

Кислотность среды имеет важное значение для большинства химических процессов, и возможность протекания либо результат той или иной реакции зачастую зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований либо на производстве применяют буферные растворы, позволяющие сохранять почти постоянное значение pH при разбавлении либо при добавлении в раствор маленьких количеств кислоты либо щёлочи.

Водородный показатель pH часто применяют для характеристики кислотно-основных свойств разных биологических сред.

Для биохимических реакций сильное значение имеет кислотность реакционной среды, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода зачастую оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается под действием буферных систем организма.

В человеческом организме в разных органах водородный показатель оказывается разным.

Читайте также: