Водороден показател

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⁺).

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]

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

Основен разтвор (алкален разтвор) редактиране

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 редактиране

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 редактиране

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

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

Тогава:

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

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

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

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]

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 редактиране

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 редактиране

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 редактиране

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 редактиране

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.

Чрез апарати редактиране

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 редактиране

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.

Изохидрични се наричат разтворите с еднакво рН.

 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:

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

• 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.