Перегляд вихідного коду сторінки PH

{{Move|Водневий показник}}
{{lowercase|title=pH}}
{|class="standard" style="float:right; width:300px; margin:10px;"
|+ Деякі значення pH
! Речовина||pH
|-
|[[Електроліти]] в свинцевих акумуляторах||<1,0
|-
|[[Шлунковий сік]]||1,0&nbsp;— 2,0
|-
|Лимонний сік (5% розчин [[лимонна кислота|лимонної кислоти]])||2,0 ± 0,3
|-
|Харчовий [[оцет]]||2,4
|-
|[[Кока-кола]]||3,0 ± 0,3
|-
|[[Яблуко|Яблучний]] сік||3,0
|-
|[[Пиво]]||4,5
|-
|[[Кава]]||5,0
|-
|[[Шампунь]]||5,5
|-
|[[Чай]]||5,5
|-
|[[Шкіра]] здорової людини||5,5
|-
|[[Кислотні дощі]]||< 5,6
|-
|[[Слина]]||6,35&nbsp;— 6,85
|-
|[[Молоко]]||6,6-6,9
|-
|Чиста [[вода]]||7,0
|-
|[[Кров]]||7,36&nbsp;— 7,44
|-
|[[Морська вода]]||8,0
|-
|[[Мило]] (жирове) для рук||9,0&nbsp;— 10,0
|-
|[[Нашатирний спирт]]||11,5
|-
|Відбілювач ([[хлорне вапно]])||12,5
|-
|Концентровані розчини [[Луги (хімія)|лугів]]||>13
|}
'''pH''', '''Водневий показник'''&nbsp;— величина, що показує міру [[Активність (хімія)|активності]] [[іон]]ів [[водень|водню]] (Н<sup>+</sup>) в [[розчин]]і, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном «[[Концентрація розчину|концентрація]]» замість «активність» у цьому визначенні. pH нейтрального [[Вода|водного]] розчину становить 7, розчини із більшим значенням водневого показника є лужними, із меншими&nbsp;— кислими.

Загальну концепцію виміру кислотності розчину за допомогою рН сформулював [[Сьорен Пітер Лауріц Сьоренсен|С. П. Соренсен]] (Sørensen) в [[1909]]&nbsp;р.

== Визначення ==
{{Див. також|Іонний добуток води}}

[[Файл:PHscalenolang.svg|міні|300пкс|Співвідношення між pH та pOH]]
рН обчислюється як від'ємний десятковий логарифм активності іонів H<sup>+</sup> (або, точніше, для водних розчинів&nbsp;— іонів гідроксонію [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]) і є [[Безрозмірнісна фізична величина|безрозмірнісною величиною]]:
: <math>\mbox{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]</math>
Тут і далі квадратні дужки [] позначають рівноважну концентрацію. Отже, для нейтральних водних розчинів значення pH рівне 7, для лужних&nbsp;— більше 7, для кислих&nbsp;— менше. Із значення pH можна розрахувати pOH<ref name=lenin />:
: <math>\mathrm{pOH = 14 - pH}</math>.

При вищих температурах [[Константа дисоціації|константа електролітичної дисоціації]] води підвищується, відповідно збільшується [[іонний добуток води]] K<sub>w</sub>, тому нейтральною виявляється pH < 7 (що відповідає концентраціям, що збільшилися як H<sup>+</sup>, так і OH<sup>−</sup>); при зниженні температури, навпаки, нейтральна pH зростає. Всі ці зміни відбуваються в інтервалі значень<ref>{{cite book
|title = Справочник по аналитической химии
|edition = 6-е, перераб. и доп.
|publisher = Химия
|location = {{М.}}
|year = 1989
|isbn = 5-7245-0000-0
|author = Лурье Ю.Ю.
|page = 189}} {{ref-ru}}</ref> ''K<sub>w</sub>'' від 0,11·10<sup>-14</sup> (0&nbsp;°C) до 55,0·10<sup>-14</sup> (100&nbsp;°C), тобто залежно від температури pH нейтрального водного розчину змінюється від 7,48 до 6,13. Так само для неводних [[Розчинник#Амфіпротний розчинник|протонних розчинників]] значення константи дисоціації чи то [[автопротоліз]]у відрізняється від значення ''K<sub>w</sub>'' води, тому в них нейтральному середовищу відповідає інше, відмінне від 7, значення pH.

рН абсолютно чистої [[вода|води]] мусить мати значення 7. Але на практиці такого майже ніколи не трапляється&nbsp;— наприклад, при контакті із повітрям у воді розчиняється [[Діоксид вуглецю|вуглекислий газ]], з якого утворюється [[вугільна кислота]] Н<sub>2</sub>СО<sub>3</sub>, внаслідок цього рН води падає до 5,7—6.

pH більшості відомих розчинів коливається між значеннями 0 та 14. Відомі розчини із значенням рН меншим нуля та більшим 14, але у таких випадках замість pH, як характеристики кислотності розчину, зазвичай користуються концентрацією кислоти або лугу.

== Розрахунок pH для розчинів ==
Значення pH для слабких та сильних кислот можна розрахувати, використовуючи деякі припущення.

Процес розчинення сильної кислоти, наприклад [[соляна кислота|соляної]], у воді можна записати так:

: HCl(aq) → H<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup>

Тобто приймається, що в 0,01 M розчині HCl концентрація іонів гідроксонію також становить 0,01 M. Отже: pH = −log<sub>10</sub> [H<sup>+</sup>]:
: pH = −log (0,01)
що дорівнює 2.

Слабкі кислоти не дисоціюють повністю. Між іонами водню, молекулами кислоти та її [[Кислотно-основні реакції#Теорія Брьонстеда—Лоурі|спорідненої основи]] встановлюється [[Хімічна рівновага|рівновага]]. Наступне рівняння ілюструє цю рівновагу між [[мурашина кислота|мурашиною кислотою]] та її іонами:

: HCOOH(aq) ⇄ H<sup>+</sup> + HCOO<sup>−</sup>

Щоб мати можливість розрахувати pH, необхідно знати [[Константа рівноваги|константу рівноваги]] цієї реакції, яка називається [[Константа кислотної дисоціації|константою кислотності]] й визначається за наступним рівнянням:

: K<sub>a</sub> = [іони водню][іони кислоти] / [кислота]

Для HCOOH, ''K''<sub>a</sub> = 1,6 × 10<sup>−4</sup>.

При розрахунку pH не дуже слабкої кислоти у не занадто розведеному розчині зазвичай приймається, що вода не постачає іонів водню (таке ж припущення було зроблено для розрахунку кислотності сильної кислоти вище). Це спрощує розрахунок і достатньо правомірно, тому що концентрація іонів водню, яка є наслідком дисоціації води, становить 1×10<sup>−7</sup> М, що зазвичай несуттєво.

Для мурашиної кислоти (HCOOH) константа кислотності записується у вигляді:

: ''K''<sub>a</sub> = [H<sup>+</sup>][HCOO<sup>−</sup>] / [HCOOH]

Приймаючи за ''x'' кількість дисоційованих молекул кислоти в 1 л розчину, зауважимо, що при встановленні [[Хімічна рівновага|рівноваги]] [HCOOH] зменшиться від вихідного значення 0,1 моль/л на цю кількість, у той час як [H<sup>+</sup>] та [HCOO<sup>−</sup>] збільшаться на це число. Таким чином, [HCOOH] можна замінити на 0,1&nbsp;−&nbsp;''x'', а [H<sup>+</sup>] та [HCOO<sup>−</sup>] на ''x''. В результаті маємо вираз:

: <math>1{,}6\times 10^{-4} = \frac{x^2}{0{,}1-x}</math>

Розв'язуючи це рівняння відносно ''x'', одержуємо 3,9×10<sup>−3</sup>, що і є концентрацією іонів водню. Таким чином pH = −log(3,9×10<sup>−3</sup>), або приблизно 2,4.

== Експериментальне вимірювання pH ==
{{multiple image
| width
| align         = right 
| direction     = horizontal
| image2        = Universal indicator paper.jpg
| width2        = {{#expr: (180 * 1371 / 1185 ) round 0}}
| caption2 = Універсальний індикаторний папір для вимірювання pH
| image1 = PH Meter.jpg
| width1 = {{#expr: (180 * 1024 / 1019) round 0}}
| caption1 = pH-метр
}}
Водневий показник водних розчинів можна приблизно визначити, використовуючи [[Кислотно-основні індикатори|індикатори]]&nbsp;— сполуки, що змінюють забарвлення при протонуванні/депротонуванні, тобто приєднанні чи відщепленні катіона водню. До найрозповсюдженіших індикаторів належать [[фенолфталеїн]], [[лакмус]], [[метилоранж]] тощо<ref name="lenin">{{cite book
|title = Lehninger Principles of Biochemistry
|edition = 5th
|publisher = W. H. Freeman
|year = 2008
|isbn = 978-0-7167-7108-1
|author = Nelson D.L., Cox M.M.
|pages = [https://archive.org/details/lehningerprincip00lehn_1/page/55 55—61]
|url = https://archive.org/details/lehningerprincip00lehn_1/page/55
}}</ref>.

Для більш точного визначення pH використовують [[pH-метр]]и, що мають [[скляний електрод]], винятково чутливий до іонів H<sup>+</sup>, але майже нечутливий до інших катіонів. Сигнал від такого електрода, поміщеного у дослідний розчин, підсилюється і порівнюється із сигналом від розчину з точно відомим значенням pH<ref name=lenin />.

== Значення pH для біологічних систем ==
Майже всі хімічні реакції, що відбуваються в живих клітинах, суттєво залежать від pH. Навіть невелика зміна кислотності може призвести до сильно виражених змін в цих процесах. Це справедливо не тільки для багатьох реакцій, в яких безпосередньо задіяні іони H<sup>+</sup>, а й для інших, оскільки більшість біомолекул, зокрема [[фермент]]и, містять групи, здатні до іонізації. Для кожного [[фермент]]у характерне певне оптимальне значення pH, при якому найефективніше приєднується молекула [[субстрат (біохімія)|субстрату]] і [[каталіз]]ується необхідне хімічне перетворення. Живі клітини підтримують pH цитоплазми, а багатоклітинні тварини також pH рідин внутрішнього середовища на сталому рівні, переважно близько 7, завдяки [[буферний розчин|буферним системам]]<ref name=lenin />.

Визначення водневого показника крові є рутинною процедурою в клінічній діагностиці. У нормі pH плазми крові становить 7,4, зниження цього показника називається [[ацидоз]]ом і може спостерігатись, наприклад, при важких формах [[цукровий діабет|цукрового діабету]]. Під час інших захворювань кров може, навпаки, ставати надто лужною, такий стан називається [[алкалоз]]ом<ref name=lenin />.

==Див. також==
* [[pH-метр]]
* [[Рівняння Гендерсона — Гассельбалха]]

== Джерела ==
{{reflist}}

== Посилання ==
*[http://www.pharmencyclopedia.com.ua/article/1788/vodnevij-pokaznik ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20160310171517/http://www.pharmencyclopedia.com.ua/article/1788/vodnevij-pokaznik |date=10 березня 2016 }}  //[[Фармацевтична енциклопедія]]
[[Категорія:Хімічні величини]]
[[Категорія:Розчини]]
[[Категорія:Показники якості води]]
[[Категорія:Логарифмічні шкали вимірювання]]