Vodíkový index [1] ( pH , z lat. pondus H ydrogenii [ 2] - „hmotnost vodíku“; vyslovuje se „pe-popel“ ) - míra pro stanovení kyselosti vodných roztoků . Souvisí s koncentrací vodíkových iontů , která je ekvivalentní aktivitě vodíkových iontů ve vysoce zředěných roztocích.
Pro vodné roztoky (za standardních podmínek ) je pH:
pH < 7 odpovídá kyselému roztoku ;
pH \u003d 7 odpovídá neutrálnímu roztoku , někdy označovanému jako kyselý;
pH > 7 odpovídá zásaditému roztoku .
Vodíkový index lze určit pomocí acidobazických indikátorů , změřených potenciometrickým pH metrem nebo vypočítat podle vzorce jako hodnotu opačného znaménka a rovnající se modulu dekadickému logaritmu aktivity vodíkových iontů, vyjádřené v molech na litr:
Přesné měření a regulace pH je zásadní v různých odvětvích chemie , biologie , materiálové vědy, technologie, lékařství a agrochemie .
Tento koncept byl představen v roce 1909 dánským chemikem Sørensenem . Indikátor se nazývá pH, podle prvních písmen latinských slov potentia hydrogenii - síla vodíku, nebo pondus hydrogenii - hmotnost vodíku. Obecně je v chemii obvyklé označovat hodnotu rovnou −lg X kombinací p X. Například síla kyselin se často vyjadřuje jako p Ka = −lg K a .
V případě pH označuje písmeno H koncentraci vodíkových iontů (H + ), přesněji termodynamickou aktivitu hydroniových iontů .
V čisté vodě jsou koncentrace vodíkových iontů ([H + ]) a hydroxidových iontů ([OH- ] ) stejné a při 22 °C jsou každá 10 −7 mol/l, to přímo vyplývá z definice iontu . produkt vody , který se rovná [H + ][OH- ] a je 10-14 mol 2 /l 2 (při 25 °C).
Když jsou koncentrace obou typů iontů v roztoku stejné, říká se, že roztok je neutrální . Když se do vody přidá kyselina , zvýší se koncentrace vodíkových iontů (ve skutečnosti se nezvyšuje koncentrace samotných iontů – jinak by k tomu mohla vést schopnost kyselin „připojit“ vodíkový iont – ale koncentrace právě takových sloučenin s vodíkovým iontem "přivázaným" ke kyselině), ale odpovídajícím způsobem klesá koncentrace hydroxidových iontů, při přidání zásady se naopak zvyšuje obsah hydroxidových iontů a klesá koncentrace vodíkových iontů . Když [H + ] > [OH - ], říkají, že roztok je kyselý , a když [OH - ] > [H + ] - zásaditý .
Pro usnadnění prezentace, aby se zbavili záporného exponentu, místo koncentrace vodíkových iontů používají jeho desetinný logaritmus s opačným znaménkem , což je ve skutečnosti vodíkový indikátor - pH.
Poněkud méně rozšířená je reciproční hodnota pH - ukazatel zásaditosti roztoku, pOH, rovný zápornému dekadickému logaritmu koncentrace v roztoku OH - iontů :
Protože v jakémkoli vodném roztoku při 25 °C je zřejmé, že při této teplotě:
|
Protože při 25 ° C (standardní podmínky) [H + ] [OH - ] \u003d 10-14 , je zřejmé, že při této teplotě pH + pOH \u003d 14.
Protože v kyselých roztocích [H + ] > 10 −7 , pak pro kyselé roztoky pH < 7, obdobně pro zásadité roztoky pH > 7 je pH neutrálních roztoků 7. Při vyšších teplotách se zvyšuje elektrolytická disociační konstanta vody, a iontový produkt vody, takže pH < 7 je neutrální (což odpovídá současně zvýšeným koncentracím H + i OH − ); naopak při poklesu teploty se neutrální pH zvyšuje.
- indikátor konstanty kyselosti
Pro stanovení hodnoty pH roztoků se široce používá několik metod. Hodnotu pH lze aproximovat pomocí indikátorů, přesně změřit pH metrem nebo stanovit analyticky provedením acidobazické titrace.
Vliv teploty na hodnoty pH se vysvětluje odlišnou disociací vodíkových iontů (H + ) a nejedná se o experimentální chybu. Vliv teploty nemůže být kompenzován elektronikou pH metru.
Kyselost prostředí je důležitá pro mnoho chemických procesů a možnost vzniku nebo výsledku konkrétní reakce často závisí na pH prostředí. Pro udržení určité hodnoty pH v reakčním systému během laboratorního výzkumu nebo ve výrobě se používají tlumivé roztoky , které umožňují udržovat téměř konstantní hodnotu pH při zředění nebo při přidání malého množství kyseliny nebo zásady do roztoku.
Hodnota pH se široce používá k charakterizaci acidobazických vlastností různých biologických médií.
Kyselost reakčního prostředí má zvláštní význam pro biochemické reakce probíhající v živých systémech. Koncentrace vodíkových iontů v roztoku často ovlivňuje fyzikálně-chemické vlastnosti a biologickou aktivitu proteinů a nukleových kyselin , proto je pro normální fungování těla udržování acidobazické homeostázy úkolem mimořádného významu. Dynamického udržování optimálního pH biologických tekutin je dosaženo působením tělesných pufrovacích systémů .
V lidském těle v různých orgánech je hodnota pH různá. Normální pH krve je 7,36, to znamená, že krev má slabě zásaditou reakci (v rozmezí od 7,34 pro žilní krev do 7,40 pro arteriální krev). V závislosti na biochemických změnách v krvi lze pozorovat acidózu (zvýšení kyselosti) nebo alkalózu (zvýšení zásaditosti), avšak rozsah pH krve slučitelný se životem je malý, protože i při poklesu pH na 6,95 dochází ke ztrátám dojde k vědomí a reakce krve se posune na alkalickou stranu až do pH = 7,7 způsobuje těžké křeče. Udržování acidobazické rovnováhy krve v přijatelných mezích je prováděno pufračními systémy krve , z nichž hlavním je hemoglobin [5] . Normální pH žaludeční šťávy (v lumen těla žaludku nalačno) je 1,5 ... 2,0 [6] . Ve šťávě tenkého střeva je pH běžně 7,2 ... 7,5, při zvýšené sekreci dosahuje 8,6 [7] . pH obsahu tlustého střeva se může běžně pohybovat od 6,0 do 7,2 jednotek a závisí především na úrovni produkce mastných kyselin jeho mikrobiotou [8] .
![]() | |
---|---|
V bibliografických katalozích |
|