Как найти значение рн в растворах – Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Загрузить PDF

В быту под pH подразумевают обычно шкалу, используемую для описания нейтральности или, наоборот, недостатка нейтральности того или иного вещества. В научном значении величина pH соответствует количеству ионов в химическом растворе. Если вы изучаете химию или связанные с ней предметы, вам может понадобиться рассчитать уровень pH, основываясь на концентрации веществ в растворе. Значение pH находится по следующей формуле: pH = -lg[H₃O⁺].

1
Ознакомьтесь с понятием pH. Величина pH соответствует концентрации ионов водорода в растворе. Раствор с повышенной концентрацией ионов водорода называется кислотным, а раствор с пониженной концентрацией этих ионов – щелочным.^[1] Ионы водорода кратко обозначают как H⁺. Их можно представлять и в составе соединения, тогда они называются гидроксонием и записываются как H₃0⁺.
- Ознакомьтесь со шкалой pH. Значения на шкале pH изменяются от 1 до 14. Чем меньше число, тем более кислотным является данный раствор. И наоборот, чем выше значение, тем более щелочным является раствор.^[2] Например, pH апельсинового сока составляет 2, поскольку этот сок представляет собой довольно кислотную жидкость. У хлорного отбеливателя pH равно 12, так как в нем много щелочи.^[3] В середине шкалы располагаются относительно нейтральные растворы, такие как вода, pH которой составляет 7.
- Разница между двумя растворами на 1 пункт по шкале pH означает, что они различаются по кислотности в 10 раз. Например, если взять два раствора со значениями pH 6 и 7, кислотность первого раствора с pH 6 будет выше кислотности второго раствора с pH 7 в 10 раз. А, например, кислотность раствора с pH 6 выше кислотности раствора с pH 8 в 100 раз.^[4]
2
Запомните уравнение для определения pH. Шкала pH вычисляется с помощью отрицательного десятичного логарифма. Отрицательный десятичный логарифм соответствует числу нулей, стоящих перед единицей, включая и ноль целых: например, отрицательный десятичный логарифм числа 0,1 равен 1, числа 0,01 — 2, и так далее.^[5] Формула для нахождения pH выглядит следующим образом: pH = -lg[H₃O⁺].
- Иногда формулу записывают в виде pH = -lg[H⁺]. Неважно, стоит ли в уравнении H₃O⁺ или H⁺, обе формы записи равноценны.
- Для нахождения pH необязательно уметь рассчитывать десятичный логарифм, так как практически в каждом научном или инженерном калькуляторе есть опция его вычисления.
3

Ознакомьтесь с понятием концентрации. Концентрация какого-либо вещества соответствует числу частиц этого вещества, присутствующих в растворе.^[6] Как правило, концентрация выражается в количестве молей на единицу объема и обозначается как m/V, или M. В химических лабораториях концентрации растворов пишут на бутылках с ними. Если вы решаете химическую задачу, концентрация может быть дана в условии, либо ее требуется найти.

Реклама

1
Вспомните формулу для нахождения pH. Вот эта формула: pH = -lg[H₃O⁺].^[7] Убедитесь в том, что вы знакомы со всеми элементами, входящими в данную формулу. Посмотрите, какая величина соответствует концентрации.
- В химии квадратные скобки означают концентрацию чего-либо. Так что формула для расчета pH читается как «pH равно отрицательному логарифму концентрации гидроксоний-ионов».
2
Определите действительную концентрацию. Внимательно прочитайте условие задачи. Найдите в исходных данных концентрацию кислоты или щелочи. Запишите полную формулу на листке бумаги, подставив в нее известные величины.^[8] Чтобы не возникло путаницы, рядом с числами всегда указывайте единицы измерения.
- Например, если концентрация составляет 1,05 x 10⁵ M, запишите формулу для расчета pH в следующем виде: pH = -lg[1,05 x 10⁵ M]
3

Вычислите pH. Для этого удобно использовать научный калькулятор. Сначала введите знак минуса, нажав кнопку «+/-». Затем нажмите кнопку «log», соответствующую десятичному логарифму (в английском языке десятичный логарифм обозначается как log). На экране отобразится «-log».^[9] Затем нажмите левую скобку и введите концентрацию. При необходимости не забудьте указать значение степени.^[10] После этого закройте скобки.^[11] В результате на экране калькулятора вы увидите «-log(1,05×10⁵). Нажмите «=». У вас должно получиться значение pH, приблизительно равное 4,98.

Реклама

1

Определите, что дано и что требуется найти. Запишите формулу для вычисления pH. После этого выясните известные величины, выписав их значения под формулой. Например, если известно, что pH равно 10,1, запишите это число под pH в формуле.
2
Преобразуйте формулу. При этом вам понадобятся знания из школьного курса алгебры. Для вычисления концентрации по известному значению pH необходимо преобразовать формулу так, чтобы концентрация обособленно стояла с какой-либо из двух сторон уравнения. То есть необходимо, чтобы по одну сторону знака равенства было выражение, содержащее величину pH, а по другую — концентрация гидроксония. Сначала умножьте обе части уравнения на -1. Затем возведите 10 в степени, стоящие по обе стороны получившегося равенства.
- Преобразовывая равенство pH = -log[H₃O⁺], получаем формулу +[H₃O⁺] = 10^-pH, то есть концентрация ионов равна десяти в степени -pH. Теперь вместо pH подставляем известное значение, в нашем случае 10,1.
3
Решите уравнение. Для возведения десяти в степень в калькуляторе предусмотрена определенная процедура. Сначала наберите 10. Затем нажмите клавишу возведения в степень «EXP». Введите знак минуса и значение степени. Нажмите «=».
- В нашем примере pH равно 10,1. Наберите «10» и нажмите клавишу «EXP». После этого нажмите «-/+», меняя знак. И наконец, введите значение pH «10,1» и нажмите клавишу «=». В результате у вас должно получиться 1e-100. Это означает, что концентрация составляет 1,00 x 10^-100 M.
4

Обдумайте полученный ответ. Имеет ли он физический смысл? Если pH равно 10,1, это значит, что концентрация гидроксония чрезвычайно мала, и у вас щелочной раствор.^[12] Таким образом, найденная очень низкая концентрация соответствует

Реклама

Советы

Если вычисление уровня pH поначалу кажется вам трудным, не забывайте, что существует множество источников, позволяющих больше узнать об этом вопросе. Воспользуйтесь учебником химии или попросите преподавателя помочь вам.

Об этой статье

Эту страницу просматривали 130 094 раза.

Была ли эта статья полезной?

Источник

Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов

Сильные
кислоты и основания
(табл.2.1) в растворах диссоциируют пол-

ностью,
поэтому концентрация ионов водорода и
ионов гидроксила равна

общей
концентрации сильного электролита.

Для
сильных оснований:
[OH^–]
= См;
для
сильных
кислот:
[H⁺]
=
См.

Таблица
2.1

Сильные электролиты

Класс	Формулы электролитов
Кислота	HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HMnO₄, HClO₄
Основание	LiOH , KOH, RbOH, CsOH, NaOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂
Соль	Растворимые соли

Слабым
электролитом
принято считать химические соединения,
молекулы которых даже в сильно разбавленных
растворах не полностью диссоциируют
на ионы. Степень диссоциации слабых
электролитов для децимолярных растворов
(0,1М) меньше 3%. Примеры слабых электролитов:
все органические кислоты, некоторые
неорганические кислоты (например, H₂S,
HCN), большинство гидроксидов (например,
Zn(OH)₂,
Cu(OH)₂).

Для
растворов слабых
кислот
концентрация ионов водорода [H⁺]
в растворе рассчитывается по формуле:

где:
Кк –
константа диссоциации слабой кислоты;
Ск –
концентрация кислоты, моль/дм³.

Для
растворов слабых
оснований
концентрация гидроксильных ионов
рассчитывается по формуле:

где:
Ко –
константа диссоциации слабого основания;
Сосн. –
концентрация основания, моль/дм³.

Таблица
2.2

Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25 оС

Формула	Константа диссоциации, Кд
СH₃COOH	1,86 • 10^–5
HCN	7,2 • 10^-10
HOCl	5,0 • 10^-8
HBO₂	7,5 • 10^-10
HOBr	2,5 • 10^-9
HF	6,2 • 10^-4
HNO₂	5,1 • 10^-4
HIO	2,3 • 10^-11
HOCN	2,7 • 10^-4
NH₄OH	1,79 • 10^-5
AgOH	5,0 • 10^-3

2.2.
Примеры решения индивидуального задания

Пример
№1.

Условие
задания: Определить
концентрацию
водородных и гидроксильных ионов в
растворе, если
рН =5,5.

Решение

Концентрация
ионов водорода рассчитывается по
формуле:

[Н⁺]
= 10^-рН

[Н⁺]
= 10^-5,5=
3,16 •10^-6
моль/дм³

Концентрация
гидроксильных ионов рассчитывается по
формуле:

[OН^–]
= 10^-рOН

рОН
= 14 – рН = 14 – 5,5 = 8,5

[OН^–]
= 10 ^-8,5
=
3 • 10^-9моль/дм³

Пример
№ 2.

Условие
задания: Вычислить
рН 0,001 М раствора HС1.

Решение

Кислота
HС1 является сильным электролитом
(табл.2.1) и в разбавленных растворах
практически полностью диссоциирует на
ионы:

HС1⇄
Н⁺+
С1^–

Поэтому
концентрация ионов [Н⁺]
равна общей концентрации кислоты:
[Н⁺]
= См = 0,001 М.

[Н⁺]
= 0,001= 1·10^-3
моль/дм³

Тогда:

рН
= – lg[H⁺]
= – lg 1 • 10^-3
= 3

Пример
№ 3.

Условие
задания:
Вычислить
рН 0,002 М раствора NaOH.

Решение

Основание
NaOH является сильным электролитом
(табл.2.1) и в разбавленных растворах
практически полностью диссоциирует на
ионы:

NaOH
⇄Na⁺+OH^–

Поэтому
концентрация гидроксильных ионов равна
общей концентрации основания: [ОH^–]=
См
= 0,002
М.

Тогда:

рОН
= – lg[ОН^–]
= – lgСм = – lg 2 •10^-3
= 2,7

Исходя
из формулы: рН + рОН = 14, находим рН
раствора:

рН
= 14 – 2,7 = 11,3

Пример
№4.

Условие
задания: Вычислить
рН 0,04 М раствора NH₄OH,
если
константа диссоциации Кд(NH₄OH)
= 1,79·10^-5
(табл.2.2).

Решение

Основание
NH₄OH
является слабым электролитом и в
разбавленных растворах очень незначительно
диссоциирует на ионы.

Концентрация
гидроксильных ионов [ОH^–]
в растворе слабого основания рассчитывается
по формуле:

моль/дм³

рОН
= – lg[ОH^–]
= – lg 8,5·10^-2
= 1,1

Исходя
из формулы: рН + рОН = 14, находим рН
раствора:

рН
= 14 – рOН = 14 – 1,1 = 12,9

Пример
№5.

Условие
задания: Вычислить
рН
0,17
М раствора
уксусной
кислоты (CH₃COOH),
если константа диссоциации Кд(CH₃COOH)
= 1,86 • 10^-5
(табл.2.2).

Решение

Кислота
CH₃COOH
является слабым электролитом и в
разбавленных растворах очень незначительно
диссоциирует на ионы.

Концентрация
ионов водорода [H⁺]
в растворе слабой кислоты рассчитывается
по формуле:

Тогда:

моль/дм³

Вычисляем
pH
раствора по формуле: рН = – lg [H⁺]

pH
= – lg 1,78 • 10^-3=
2,75

2.3.
Индивидуальные задания

Условия
заданий
(табл.
2.3):

Задание
№ 1.
Вычислить концентрацию водородных и
гидроксильных ионов в растворе при
определенном значении рН (см. пример №
1);

Задание
№ 2.
Вычислить рН раствора сильного электролита
(кислоты, основания) при заданной
концентрации (см. пример № 2, 3);

Задание
№ 3.
Вычислить рН раствора слабого электролита
(кислоты, основания) при заданной
концентрации (см. пример № 4, 5).

Таблица
2.3

Состав
исследуемой воды

№ задания	Условия заданий:
Задание № 1	Задание № 2	Задание № 3
рН	Сильный электролит	Концентрация, См	Слабый электролит	Концентрация, См
1	6,05	НСl	0,033	NH₄OH	0,01
2	8,5	HNO₃	0,091	HCN	0,09
3	5,5	HI	0,032	HOCl	0,05
4	7,7	NaOH	0,054	HBO₂	0,36
5	6,3	HBr	0,076	HOBr	0,22
6	6,5	KOH	0,045	HF	0,63
7	8,9	HClO₄	0,027	HNO₂	0,55
8	8,5	HMnO₄	0,005	HOI	0,03
9	6,5	CsOH	0,008	HOCN	0,19
10	6,1	HNO₃	0,004	NH₄OH	0,082
11	6,5	HI	0,001	AgOH	0,04
12	6,9	LiOH	0,009	СH₃COOH	0,26
13	8,8	HBr	0,005	HCN	0,075
14	6,9	RbOH	0,036	HOCl	0,07
15	7,3	HClO₄	0,0022	HBO₂	0,15
16	6,3	HMnO₄	0,063	HOBr	0,23
17	7,4	KOH	0,055	HF	0,34
18	6,7	HNO₃	0,003	HNO₂	0,18
19	8,2	HI	0,019	HOI	0,39
20	8,3	HNO₃	0,082	HOCN	0,15
21	6,1	CsOH	0,004	NH₄OH	0,33
22	6,9	HCl	0,026	AgOH	0,091
23	8,2	HClO₄	0,075	HBO₂	0,32
24	8,6	HMnO₄	0,007	HOBr	0,054
25	8,5	LiOH	0,015	HF	0,076
26	8,2	HNO₃	0,0023	HNO₂	0,045
27	8,0	HI	0,034	HOI	0,27

Продолжение
табл. 2.3

28	7,9	NaOH	0,018	HOCN	0,35
29	7,9	HBr	0,039	NH₄OH	0,08
30	8,1	HCl	0,015	AgOH	0,4
31	6,1	HNO₃	0,003	NH₄OH	0,032
32	6,5	HI	0,002	AgOH	0,02
33	6,9	LiOH	0,008	СH₃COOH	0,24
34	8,8	HBr	0,003	HCN	0,073
35	6,9	RbOH	0,033	HOCl	0,072
36	7,3	HClO₄	0,0012	HBO₂	0,16
37	6,3	HMnO₄	0,033	HOBr	0,24
38	7,4	KOH	0,045	HF	0,35
39	6,7	HNO₃	0,004	HNO₂	0,28
40	8,2	HI	0,029	HOI	0,29
41	8,3	HNO₃	0,081	HOCN	0,05
42	6,1	CsOH	0,006	NH₄OH	0,033
43	6,9	HCl	0,023	AgOH	0,29
44	8,2	HClO₄	0,078	HBO₂	0,62
45	8,6	HMnO₄	0,006	HOBr	0,024
46	8,5	LiOH	0,012	HF	0,036
47	8,2	HNO₃	0,0021	HNO₂	0,025
48	8,0	HI	0,037	HOI	0,027
49	7,9	NaOH	0,013	HOCN	0,015
50	7,9	HBr	0,034	NH₄OH	0,08

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

#
#
#
#
#
10.02.20161.72 Mб14referat_turbaza.docx
#
#
#
#
#
#

Источник

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 4 марта 2023 года; проверки требуют 4 правки.

Запрос «pH» перенаправляется сюда; см. также другие значения.

Водоро́дный показа́тель^[1] (pH, от лат. pondus Hydrogenii^[2] — «вес водорода»; произносится «пэ-аш») — мера кислотности водных растворов. Является способом выражения активности катионов водорода в растворах. Противоположна по знаку и равна по модулю десятичному логарифму активности (а) катионов водорода (Н⁺), выраженной в молях на литр, которую в сильно разбавленных растворах можно считать равной их равновесной молярной концентрация ([H⁺])^[3]:

${displaystyle mathrm {pH} =-lg(a_{mathrm {H^{+}} })thickapprox -lg([mathrm {H^{+}} ])}$ .

Для водных растворов (при стандартных условиях):

pH < 7 соответствует кисло́тному раствору;
pH = 7 соответствует нейтра́льному раствору, иногда относят к кислотному;
pH > 7 соответствует осно́вному раствору.

Водородный показатель может быть определён с помощью кислотно-основных индикаторов, измерен потенциометрическим pH-метром.

Точное измерение и регулирование pH необходимо в различных отраслях химии, биологии, наук о материалах, технологий, медицины и агрономической химии^[⇨].

История[править | править код]

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogenii — сила водорода, или pondus hydrogenii — вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную −lg X. Например, силу кислот часто выражают в виде pK_a = −lg K_a.

В случае pH буква H обозначает концентрацию ионов водорода (H⁺), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH[править | править код]

Вывод значения pH[править | править код]

В чистой воде концентрации ионов водорода ([H⁺]) и гидроксид-ионов ([OH⁻]) одинаковы и при 22 °C составляют по 10⁻⁷ моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H⁺] · [OH⁻] и составляет 10⁻¹⁴ моль²/л² (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 (на самом деле увеличивается не концентрация собственно ионов — иначе как способность кислот «присоединять» ион водорода могла бы приводить к этому — а концентрация именно таких соединений с «присоединённым» к кислоте ионом водорода), 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 кислотным, а при [OH⁻] > [H⁺] — осно́вным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентрации ионов водорода используют её взятый с обратным знаком десятичный логарифм, который, собственно, и является водородным показателем — pH.

${displaystyle {text{pH}}=-lg left[{mbox{H}}^{+}right]}$

pOH[править | править код]

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

${displaystyle {text{pOH}}=-lg left[{mbox{OH}}^{-}right]}$

Так как в любом водном растворе при 25 °C $[text{H}^+] [text{OH}^-] = 1{,}0 cdot 10^{-14}$ , очевидно, что при этой температуре:

${displaystyle {text{pOH}}=14-{text{pH}}}$

Значения pH в растворах различной кислотности[править | править код]

Некоторые значения pH^{[источник не указан 2766 дней]}

Вещество	pH	Цвет индикатора
Геотермальная вода у вулкана Даллол	≈ 0
Электролит в свинцовых аккумуляторах	<1,0
Желудочный сок	1,0–2,0
Лимонный сок (5 % р-р лимонной кислоты)	2,0±0,3
Пищевой уксус	2,4
Яблочный сок	3,0
Кока-кола	3,0±0,3
Кофе	5,0
Чай, шампунь, кожа здорового человека	5,5
Кислотный дождь, моча	< 5,6
Питьевая вода	6,5–8,5
Молоко	6,6–6,93
Слюна	6,8–7,4 ^[4]
Чистая вода при 25 °C	7,0
Кровь	7,36–7,44
Морская вода	8,0
Мыло (жировое) для рук	9,0–10,0
Нашатырный спирт	11,5
Отбеливатель (хлорная известь)	12,5
Концентрированные растворы щелочей	>13

Так как при 25 °C (стандартных условиях) [H⁺] · [OH⁻] = 10⁻¹⁴, то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.

Так как в кислотных растворах [H⁺] > 10⁻⁷, то у кислотных растворов pH < 7, аналогично, у осно́вных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH < 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H⁺, так и OH⁻); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.

Связь pK_a и pH[править | править код]

${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {a} }=-lg left(K_{mathrm {a} }right)}$ — показатель константы кислотности

Уравнение Гендерсона-Хассельбахa[править | править код]

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }+lg left(mathrm {frac {[A^{-}]}{[HA]}} right)}$

Методы определения значения pH[править | править код]

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-осно́вного титрования.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-осно́вные 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 осно́вной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1-2 единицы.
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 кислотной области в осно́вную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
Использование специального прибора — pH-метра — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно, чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, включающей специальный стеклянный электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов H⁺ в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне pH, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
Аналитический объёмный метод — кислотно-осно́вное титрование — также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, — фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
При отсутствии инструментальных средств определения рН могут быть использованы водные экстракты антоцианов — пигментов растений, окрашивающих цветки, плоды, листья, стебли. Основа их строения — катион флавилия, у которого кислород в пирановом кольце свободновалентен. Например, цианидин имеет красновато-фиолетовый цвет, однако цвет меняется с изменением рН: растворы имеют красный цвет при рН<3, фиолетовый при рН 7-8 и голубой при рН>11. Обычно в кислоте антоцианы имеют красный цвет различной интенсивности и оттенков, а в щелочной — синий. Такие изменения в окраске антоцианов можно наблюдать, добавляя кислоту или щелочь к окрашенному соку смородины, вишни, столовой свёклы или краснокочанной капусты^[5].

Влияние температуры на значения pH[править | править код]

Влияние температуры на значения pH объясняется различной диссоциацией ионов водорода (H⁺) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии[править | править код]

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-осно́вных свойств различных биологических сред.

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-осно́вного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.

В человеческом организме в различных органах водородный показатель различен. Нормальный pH крови составляет 7,36, то есть кровь имеет слабоосновную реакцию (с колебаниями от 7,34 у венозной крови до 7,40 у артериальной). В зависимости от биохимических изменений в крови может наблюдаться ацидоз (увеличение кислотности) или алкалоз (увеличение осно́вности), однако совместимый с жизнью диапазон pH крови невелик, поскольку уже при уменьшении pH до 6,95 наступает потеря сознания, а смещение реакции крови в щелочную сторону до pH = 7,7 вызывает тяжелейшие судороги. Поддержание кислотно-основного баланса крови в допустимых пределах осуществляется буферными системами крови, главной из которых является гемоглобиновая^[6]. Нормальный водородный показатель желудочного сока (в просвете тела желудка натощак) равен 1,5…2,0^[7]. У сока тонкой кишки pH в норме составляет 7,2…7,5, при усилении секреции достигает 8,6^[8]. pH содержимого толстого кишечника может варьировать в норме от 6,0 до 7,2 единиц и зависит прежде всего от уровня продукции жирных кислот его микробиотой^[9].

Примечания[править | править код]

↑ Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
↑ история термина спорна
↑ The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). IUPAC – pH (P04524). goldbook.iupac.org. Дата обращения: 20 марта 2023.
↑ Кислотность (pH) // Функциональная гастроэнтерология : сайт. Архивировано 9 мая 2013 года.
↑ Л.А.Красильникова. Биохимия растений. — 2004. — С. 163—164.
↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Физико-химические свойства крови. Архивная копия от 15 августа 2019 на Wayback Machine
↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Секреторная функция желудка Архивная копия от 15 августа 2019 на Wayback Machine
↑ Физиология человека. Под редакцией В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько. Кишечная секреция Архивная копия от 13 августа 2019 на Wayback Machine.
↑ Akinori Osuka, Kentaro Shimizu, Hiroshi Ogura, Osamu Tasaki, Toshimitsu Hamasaki. Prognostic impact of fecal pH in critically ill patients // Critical Care. — 2012. — Т. 16, вып. 4. — С. R119. — ISSN 1364-8535. — doi:10.1186/cc11413. Архивировано 11 февраля 2021 года.

Литература[править | править код]

Бейтс Р. Определение pH. Теория и практика / пер. с англ. под ред. акад. Б. П. Никольского и проф. М. М. Шульца. — 2 изд. — Л. : Химия, 1972.

Ссылки[править | править код]

Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH. Архивная копия от 14 января 2020 на Wayback Machine

Источник

Download Article

You can calculate the pH of a chemical solution, or how acidic or basic it is, using the pH formula: pH = -log₁₀[H₃O⁺]. Anything less than 7 is acidic, and anything greater than 7 is basic. Check out the steps below to learn how to find the pH of any chemical solution using the pH formula.

1
Know what pH actually is. The pH is a measure of the concentration of hydrogen ions in a solution.^[1] A solution with a high concentration of hydrogen ions is acidic. A solution with a low amount of hydrogen ions is basic, or also known as alkaline. Hydrogen ions, also known as hydronium, are written shorthand as H⁺ or H₃O⁺.^[2]
- Know the pH scale. The pH scale is usually presented from 0 to 14. The lower the number, the more acidic the solution. The higher the number, the more basic the solution. For example, orange juice would have a pH of 2 because it is quite acidic. In contrast, bleach has a pH of 12 as it is quite basic. Numbers in the middle of the scale are neutral, such as water, with a pH of 7.
- One level of pH is a 10x difference. For example, when comparing pH 7 to pH 6, pH 6 is ten times more acidic than pH 7. Furthermore, pH 6 would be 100 times more acidic than pH 8.
2
Define pH in an equation. The pH scale is calculated by a negative logarithm. A negative logarithm of base b is simply how many times a number must be divided by b to reach 1.^[3] The pH equation can be seen as follows: pH = -log₁₀[H₃O⁺].^[4]
- The equation can sometimes be seen as pH = -log₁₀[H⁺]. Know that whether the equation has H₃O⁺ or H⁺, they are the same.
- It is not vital to have a firm understanding of what a negative log is to calculate pH. Most calculators used at high school and post secondary level will have a log button.
Advertisement
3

Understand concentration. Concentration is the number of particles of a compound in a solution relative to the volume of the same solution.^[5] For pH, you have to use molar concentration for the formula to work out. Molar concentration, which is also called molarity, denotes the number of moles of dissolved compound per liter of solution. Its units are moles per liter (mol/L), also called molar (M). If you’re using a solution in a lab, the concentration will be written on the bottle. When working on your chemistry homework, the concentration will usually be given to you.^[6]

1
Remember the pH equation. The pH equation is as follows: pH = -log₁₀[H₃O⁺].^[7] Ensure you know what all terms in the equation represent. Look at which term is used for concentration.
- In chemistry, square brackets usually indicate “concentration of”. So the equation of pH would be read as “pH equals the negative logarithm of the concentration of hydronium ions”.
2
Identify the actual concentration. Read over your chemistry question. Identify the concentration of the acid or base. Write down the entire equation on paper with the known values represented in the equation.^[8] Always include units to avoid confusion.
- For example, if the concentration is 1.05 x 10^-5 M, write the pH equation as: pH = -log₁₀(1.05 x 10^-5 M)
3

Solve the equation. When solving the pH equation, you must use a scientific calculator. First, hit the “negative” button. It is usually written as “+/-”. Now key in the “log” button. Your screen should display “-log”.^[9] Now hit an open bracket and enter in your concentration. Don’t forget to add exponents when necessary.^[10] Follow with a closed bracket.^[11] At this point, you should see “-log(1.05×10^-5). Hit solve. Your pH should be approximately 4.98.

1

Identify the known unknowns. First write out the pH equation. Next, identify the values you have by writing them directly below your equation. For example, if you know the pH is a value of 10.1, write it on the paper below the pH equation.
2
Rearrange the equation. Rearranging the equation will require a strong understanding of algebra. To calculate concentration from pH, you must understand that the inverse of log₁₀ is “10 to the power of …” Start by shifting the minus sign over from the log side to the pH side. Then raise 10 to the power of (each side). “10 to the power of” and log₁₀ are inverses of each other and cancels out.^[12]
- For example, pH = -log₁₀[H₃O⁺] will mold into [H₃O⁺] = 10^-pH. pH can then be filled in as 10.1
3
Solve the equation. When working with inverse log, the calculator process is unique. Remember that log is a type of multiplication by 10. To enter your equation, key in 10. Next, hit the “EXP” exponent button. Key in the negative sign followed by the value. Hit solve.
- For example, take a pH value of 10.1. Key in “10” followed by “EXP.” Now key in “-/+” to have our value be negative. Finally, key in the pH of “10.1”. Hit solve. You should get about 7.943ᴇ-11, or 7.943*10^-11. This means our concentration is 7.943*10^-11 M.
4

Think about your answer. A neutral pH of 7 equates to a hydronium ion concentration of 10^-7 M. A solution with a pH of 10.1 is basic, so it will have less hydronium ions than that. If we look at our answer, 7.943*10^-11, we do indeed see that this number is way smaller than 10^-7, so our answer does make sense.^[13]

Add New Question

Question

What are some natural indicators?

Dr. Chris Hasegawa was a Science Professor and the Dean at California State University Monterey Bay. Dr. Hasegawa specializes in teaching complex scientific concepts to students. He holds a BS in Biochemistry, a Master’s in Education, and his teaching credential from The University of California, Davis. He earned his PhD in Curriculum and Instruction from The University of Oregon. Before becoming a professor, Dr. Hasegawa conducted biochemical research in Neuropharmacology at the National Institute of Health. He also taught physical and life sciences and served as a teacher and administrator at public schools in California, Oregon, and Arizona.

Retired Science Professor & Dean

Expert Answer

Cabbage juice, celeries, and different kinds of flowers are all excellent, natural base indicators.
Question

What is the purpose of a titration lab?

Dr. Chris Hasegawa was a Science Professor and the Dean at California State University Monterey Bay. Dr. Hasegawa specializes in teaching complex scientific concepts to students. He holds a BS in Biochemistry, a Master’s in Education, and his teaching credential from The University of California, Davis. He earned his PhD in Curriculum and Instruction from The University of Oregon. Before becoming a professor, Dr. Hasegawa conducted biochemical research in Neuropharmacology at the National Institute of Health. He also taught physical and life sciences and served as a teacher and administrator at public schools in California, Oregon, and Arizona.

Retired Science Professor & Dean

Expert Answer

Titration labs let you titrate an unknown acid solution with a basic solution that you already know the pH and molarity of.
Question

What is the most accurate method of reading pH?

Dr. Chris Hasegawa was a Science Professor and the Dean at California State University Monterey Bay. Dr. Hasegawa specializes in teaching complex scientific concepts to students. He holds a BS in Biochemistry, a Master’s in Education, and his teaching credential from The University of California, Davis. He earned his PhD in Curriculum and Instruction from The University of Oregon. Before becoming a professor, Dr. Hasegawa conducted biochemical research in Neuropharmacology at the National Institute of Health. He also taught physical and life sciences and served as a teacher and administrator at public schools in California, Oregon, and Arizona.

Retired Science Professor & Dean

Expert Answer

A pH meter is the most accurate options, but most people don’t have those lying around at home. pH papers and other indicators can work, too.

See more answers

Ask a Question

200 characters left

Include your email address to get a message when this question is answered.

Submit

If calculating pH seems difficult to you, there are many sources available. Use your textbook and reach out to your teacher for further help.

References

About This Article

Article SummaryX

To calculate pH, remember that the pH scale goes from 0 to 14 with numbers below 7 being acidic and numbers above 7 being basic. If you are doing chemistry in a lab, you will need to determine the concentration by finding the moles per unit of volume (m/v or M). If you are doing a chemistry problem, look at the equation to identify the concentration. Then, use the formula pH = -log10[H3O+], where H equals Hydrogen ions, to find the pH. To learn how to use pH to calculate a concentration, keep reading!

Did this summary help you?

Thanks to all authors for creating a page that has been read 347,692 times.

Reader Success Stories

Roman Barasa

May 15, 2018

“I had been taught 3 times in class about pH calculations, but failed to grasp. However, I have now grasped this in…” more