Значение PH

Значение рН (аббревиатура от потенциала водорода , лат. Pondus hydrogenii или потентиа hydrogenii ) является мерой кислотной или основной характер в водном растворе . Он является противоположным числом от логарифма (логарифм) от ионов водорода - активность и размера числа измерений .

Разбавленный водный раствор со значением pH менее 7 называется кислотным , со значением pH 7 нейтральным и со значением pH более 7 основным или щелочным .

определение

Значение PH

Значение pH определяется как число, противоположное десятичному логарифму (= логарифму ) активности ионов водорода .

${\ displaystyle \ mathrm {pH} = - \ log _ {10} a \ left (\ mathrm {H} ^ {+} \ right)}$

Безразмерная относительная активность иона водорода a (H ⁺ ) является произведением моляльности иона водорода ( m (H ⁺ ) в моль кг ^-1 ) и коэффициента активности иона водорода (γ _H ), деленных на единица измерения моляльности ( m ⁰ в моль кг ^-1 ).

Чтобы упростить формулы, для определения pH обычно используется H ⁺ (ион водорода). В действительности эти ионы водорода (свободные протоны) существуют только в ассоциированной форме. Первая стадия в воде - это образование иона оксония H ₃ O ⁺ , который, в свою очередь, накапливает дополнительные молекулы воды (например, H ₉ O ₄ ⁺ или H ₃ O ⁺ · 3 H ₂ O).

Однако точное определение значения pH редко используется в простых расчетах. Скорее, из соображений упрощения, можно довольствоваться приближением, что оксониевую активность для разбавленных растворов принимают равной мере концентрации оксониевых ионов (в моль · дм ⁻³ или моль · л ⁻¹ ):

${\ displaystyle \ mathrm {pH} = - \ log _ {10} a \ left (\ mathrm {H} ^ {+} \ right) \ приблизительно - \ log _ {10} \ left ({\ frac {c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right)} {c ^ {o}}} \ right)}$.

Следует также отметить, что на самом деле должна быть известна индивидуальная ионная активность иона водорода, чтобы точно определить значение pH, как определено. Однако вопрос о возможности определения активности одного иона остается спорным.

значение pOH

Значение pOH также определялось аналогично значению pH. Это число, противоположное десятичному логарифму меры активности гидроксид-иона (в моль · дм ^-3 или моль · л ^-1 ).

Оба значения связаны через равновесие автопротолиза :

Уравнение химической реакции :

${\ Displaystyle \ mathrm {2 \ H_ {2} O \ \ rightleftharpoons \ H_ {3} O ^ {+} \ + \ OH ^ {-}}}$

Константа равновесия реакции :

${\ Displaystyle К _ {\ mathrm {w}} = {\ frac {a \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right) \ cdot a \ left (\ mathrm {OH ^ {- }} \ right)} {a ^ {2} \ left (\ mathrm {H_ {2} O} \ right)}}}$

${\ displaystyle - \ log _ {10} K _ {\ mathrm {w}} = - \ log _ {10} a \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right) - \ log _ {10} a \ left (\ mathrm {OH ^ {-}} \ right) + \ log _ {10} a ^ {2} \ left (\ mathrm {H_ {2} O} \ right) = \ mathrm {pH} + \ mathrm {pOH}}$

Активность воды как растворителя для разбавленных систем равна единице, особенно при θ = 25 ° C (стандартные условия). Это означает, что логарифм активности воды равен нулю. Константа равновесия K _w = 10 ⁻¹⁴ при нормальных условиях . Таким образом, соотношение между pH и pOH разбавленного раствора при комнатной температуре является хорошим приближением:

${\ Displaystyle \ mathrm {pH} + \ mathrm {pOH} = 14}$

Дополнительные объяснения можно найти в статье оксония и автопротолиз .

PH других растворителей

Мера, сравнимая со «значением pH», также определена для других амфипротонных растворителей LH, которые могут переносить протоны . Они также основаны на автопротолизе соответствующего растворителя. Общий ответ:

2 LH LH ₂ ⁺ + L ^- ,${\ displaystyle \ leftrightharpoons}$

с ионом лиония LH ₂ ⁺ и ионом Лят L ^- .

Константа равновесия K здесь обычно меньше, чем для ионного продукта воды. Затем значение pH определяется следующим образом:

${\ displaystyle \ mathrm {pH} _ {p} = - \ log _ {10} c \ left (\ mathrm {LH_ {2} ^ {\, +}} \ right)}$

Некоторые примеры амфипротических растворителей
безводная муравьиная кислота	2 HCOOH HCOOH 2 + + HCOO -${\ displaystyle \ leftrightharpoons}$
безводный аммиак	2 NH 3 NH 2 - + NH 4 +${\ displaystyle \ leftrightharpoons}$
безводная уксусная кислота	2 CH 3 COOH CH 3 COO - + CH 3 COOH 2 +${\ displaystyle \ leftrightharpoons}$
безводный этанол	2 C 2 H 5 OH C 2 H 5 OH 2 + + C 2 H 5 O -${\ displaystyle \ leftrightharpoons}$

Нейтральное значение и классификация

Средние значения pH некоторых распространенных растворов

субстанция	Значение PH	Изобразительное искусство
Аккумуляторная кислота	<1	сердитый
Желудочная кислота (пустой желудок)	1,0–1,5
Лимонный сок	2,4
кола	2,0–3,0
уксус	2,5
Сок Шаттенморелле	2,7
Апельсиновый и яблочный сок	3.5
Вино	4.0
Кислое молоко	4.5
пиво	4,5-5,0
Кислотный дождь (из-за загрязненного воздуха)	<5.0
кофе	5.0
чай	5.5
Поверхность кожи человека	5.5
Дождь (осадки с растворенным CO 2 )	5,6
Минеральная вода	6.0
молоко	6.5
Человеческая слюна	6,5 - 7,4	от кислого до щелочного
Чистая вода (без CO 2 )	7.0	нейтральный
кровь	7,4	щелочной
Морская вода	7,5-8,4
Панкреатический сок ( поджелудочная железа )	8,3
Мыло	9,0-10,0
Аммиак бытовой	11,5
Отбеливать	12,5
конкретный	12,6
Каустическая сода	13,5–14
Легенда
выделено серым цветом	Компоненты человеческого тела
выделено цветом	Цвета универсального индикатора

Ионов продукт в воде при 25 ° С результатами в автопротолиза

${\ displaystyle K _ {\ mathrm {w}} = {\ frac {c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right)} {c ^ {o}}} \ cdot {\ гидроразрыв {c \ left (\ mathrm {OH ^ {-}} \ right)} {c ^ {o}}} = 10 ^ {- 14}}$

Этот размер определяет шкалу и нейтральное значение значения pH. Значения pH разбавленных водных растворов квалифицируются следующим образом:

• pH <7 как кислый водный раствор, здесь c (H ₃ O ⁺ )> c (OH ^- )
• pH = 7 для нейтрального водного раствора, здесь c (H ₃ O ⁺ ) = c (OH ^- ); также свойство чистой воды
• pH> 7 в качестве основного (щелочного) водного раствора, здесь c (H ₃ O ⁺ ) < c (OH ^- )

История исследований

В 1909 году датский химик Сорен Соренсен ввел показатель степени ионов водорода в обозначении p _{H ⁺} для концентрации ионов водорода C _p, равной 10 ^{−p _{H +}} . Значения p _{H ⁺} определяли электрометрическими измерениями. Обозначение p _{H ⁺} позже было изменено на сегодняшнее обозначение pH. Буква H использовалась Соренсеном в качестве символа для ионов водорода, он произвольно выбрал букву p в качестве индекса для измеряемых растворов (например, C _p ) и q в качестве индекса для своих эталонных растворов (например, C _q ).

Букве p в значении pH позже было присвоено значение потенции или произошло от неолатинского p otentia H ydrogenii   или от p ondus H ydrogenii   ( латинское pondus «вес»; потенция « сила »; Hydrogenium « водород »).

Позже активность ионов водорода была связана с введенной стандартной шкалой p H. Он основан на указанном методе измерения с указанными стандартными растворами, на основании которых было установлено оперативное определение значения pH. Это определение обеспечивает максимально возможную воспроизводимость и сопоставимость измерений pH .

Говорить об ионах водорода (H ⁺ ) или об экспоненте иона водорода восходит к кислотно-щелочной концепции согласно Аррениусу . Сегодня обычно придерживаются кислотно-основной концепции по Бренстеду и говорят об ионах оксония (H ₃ O ⁺ ), ионе, который образовался из молекулы воды в результате реакции с донором протона и сам прореагировал как акцептор протона .

Химико-физические отношения

pH и кислоты и основания

Если кислоты растворяются в воде, они диссоциируют ионы водорода в воду, и значение pH раствора падает. Если основания растворяются, они выделяют ионы гидроксида, которые связывают ионы водорода при диссоциации воды. Вы также можете связать ионы водорода самостоятельно, как в случае с аммиаком → аммоний. В результате основания повышают значение pH. PH - это мера количества кислот и оснований в растворе. В зависимости от силы кислота или основание диссоциируют в большей или меньшей степени и, таким образом, в разной степени влияют на значение pH.

В большинстве водных растворов значения pH находятся в диапазоне от 0 (сильнокислый) до 14 (сильно щелочной). Тем не менее, даже в одномолярных растворах сильных кислот и оснований эти пределы могут быть превышены на одну единицу, то есть от -1 до 15. Шкала pH ограничена только растворимостью кислот или оснований в воде. При очень высоких или очень низких значениях pH и в концентрированных солевых растворах решающее значение для значения pH имеют не концентрации, а активность ионов. Активность не зависит линейно от концентрации ионов.

Большинство pH-электродов ведут себя почти линейно в диапазоне измерения от 0 до 14. Таким образом, почти постоянные различия в измеренном потенциале электродов соответствуют одинаковым различиям в значении pH. Согласно международным соглашениям, значения pH можно измерять только непосредственно в этом диапазоне.

Растворы слабой кислоты и одной из ее солей или слабого основания и одной из ее солей дают буферные растворы . Здесь устанавливаются равновесия, которые, близкие к логарифмированному значению их кислотных констант или основных констант, умноженному на -1 , приводят к почти одинаковым значениям pH. В этом диапазоне значение pH этих растворов изменяется значительно меньше при добавлении сильных кислот или оснований, чем при добавлении кислот и оснований в чистую, бессолевую, «небуферную» воду. Эти буферные растворы обладают определенной буферной емкостью ; эффект длится до тех пор, пока добавленное количество не превышает запас использованного буферного компонента.

Чистая вода поглощает углекислый газ из воздуха, в зависимости от температуры от 0,3 до 1 мг · л ^-1 . Вот как образуется угольная кислота (H ₂ CO ₃ ), которая диссоциирует на гидрокарбонат и ионы водорода:

${\ displaystyle \ mathrm {CO_ {2} + H_ {2} O \ to H_ {2} CO_ {3} \ to HCO_ {3} ^ {-} + H ^ {+}}}$

Если не предотвратить попадание углекислого газа в «химически чистую воду», устанавливается значение pH чуть ниже 5. Сильное влияние на значение pH чистой, дистиллированной или деионизированной воды с расчетным значением pH, близким к 7, очень небольшими следами доноров протонов или акцепторов протонов ничего не говорит о влиянии на химические реакции или живые существа.

Температурная зависимость

Константа равновесия диссоциации воды K _w зависит от температуры:

При 0 ° C это 0,115 · 10 ^-14 (p K _w = 14,939),

при 25 ° C: 1,009 · 10 ^-14 (p K _w = 13,996),

при 60 ° C: 9,61 · 10 ^-14 (p K _w = 13,017).

Сумма pH + pOH ведет себя соответственно (14,939, 13,996 и 13,017 соответственно).

Значения pH растворов зависят от температуры. Пример: Одномольный раствор фенола имеет значение p K _S фенола как фенил-ОН, равное 10 при температуре раствора 30 ° C. Раствор имеет значение pH около 4,5. При изменении температуры возникают три связанных эффекта. Первый, безусловно, самый важный.

1. Константа равновесия K для диссоциации фенола увеличивается с повышением температуры, а вместе с ней и диссоциация кислоты. Если K увеличивается, значение pH уменьшается, и наоборот:${\ displaystyle \ mathrm {PhOH \, {\ stackrel {K \ gg} {\ longrightarrow}} \, PhO ^ {-} + H ^ {+}}}$
2. Когда температура падает с 30 ° C до 20 ° C, фенол имеет более низкую растворимость в воде. ^{Растворяется} только около 0,9 моль · л ^-1 . Уровень pH повышается примерно до 4,55. Этот эффект играет роль только для растворов, близких к насыщению растворимости.
3. При повышении температуры объем раствора немного увеличивается, а молярная концентрация фенола уменьшается (моль на объем). Таким образом, pH повышается дифференцированно. Аналогично падает значение pH при понижении температуры.

Определение значения pH

расчет

Частая проблема заключается в том, что значение pH должно быть рассчитано, пока концентрация известна, а значение p K _S (которое представляет собой силу кислоты или основания) может быть взято из таблиц. Пример из практики - приготовление растворов с заданным значением pH. Существуют формулы, которые можно использовать для приблизительного определения значения pH. Несмотря на приблизительные значения, результаты обычно достаточно точны.

Формулы получены из

Закон массового действия: ${\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = {\ frac {c \ left (\ mathrm {A ^ {-}} \ right) \ cdot c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+ }} \ right)} {c \ left (\ mathrm {HA} \ right) \ cdot c ^ {o}}}}$

Ионный продукт воды ${\ displaystyle K _ {\ mathrm {w}} = {\ frac {c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right)} {c ^ {o}}} \ cdot {\ гидроразрыв {c \ left (\ mathrm {OH ^ {-}} \ right)} {c ^ {o}}}}$

Сохранение закона массы ${\ displaystyle c_ {0} = c \ left (\ mathrm {HA} \ right) + c \ left (\ mathrm {A ^ {-}} \ right)}$

Закон сохранения заряда ${\ displaystyle c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right) = c \ left (\ mathrm {A ^ {-}} \ right) + c \ left (\ mathrm {OH ^ {-}} \ верно)}$

Очень сильные кислоты

Расчет предполагает, что сильные кислоты полностью депротонированы. Это относится к кислотам с p K _S  <1. В этом случае расчет не зависит от соответствующей кислотной константы, поэтому p K _S не требуется для расчета. Отделение от K _S основано на выравнивающем эффекте воды. Автопротолиз воды играет роль только с очень разбавленными сильными кислотами (при концентрациях ≤ 10 ^-6  моль · л ^-1 ). Таким образом, концентрация кислоты напрямую приводит к концентрации протонов в растворе, описываемой формулой:

${\ displaystyle c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right) = c_ {0} = c \ left (\ mathrm {A ^ {-}} \ right)}$

Сильные кислоты

Кислоты с p K _S от 1 до 4,5 уже недостаточно точно описываются как полностью депротонированные. Однако здесь можно пренебречь автопротолизом воды. Согласно принципам равенства масс и электрической нейтральности, уравнение приводит к следующему:

${\ displaystyle c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right) = - {\ frac {K _ {\ mathrm {s}} c ^ {o}} {2}} + c ^ {o} \ cdot {\ sqrt {{\ frac {K _ {\ mathrm {s}} ^ {2}} {4}} + K _ {\ mathrm {s}} \ cdot c_ {0} / c ^ {o}}}}$

Формула также может использоваться для более слабых кислот, что особенно рекомендуется для растворов с низкой концентрацией. Только когда p K _S превышает 9 или концентрация ниже 10 ^-6  моль · л ^-1 , формула становится неточной, поскольку в этом случае необходимо учитывать автопротолиз воды.

Слабые кислоты

В случае слабых кислот (4,5 <p K _S <9,5) доля диссоциированных молекул кислоты мала по сравнению с долей недиссоциированных. Поэтому для упрощения можно предположить, что в растворе все еще остается столько же протонированных молекул кислоты, сколько было добавлено изначально. Это упрощает уравнение для слабых кислот до:

${\ displaystyle c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right) = c ^ {o} \ cdot {\ sqrt {K _ {\ mathrm {s}} \ cdot c_ {0} / c ^ {o}}}}$

Ошибка в результате этого уменьшается с увеличением концентрации и р К _S значения. В случае сомнений можно также использовать формулу сильных кислот.

Очень слабые кислоты

В случае очень слабых кислот необходимо учитывать протоны, образующиеся в результате самодиссоциации воды. Это приводит к уравнению:

${\ displaystyle c \ left (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}} \ right) = c ^ {o} \ cdot {\ sqrt {K _ {\ mathrm {s}} \ cdot c_ {0} / c ^ {o} + K _ {\ mathrm {w}}}}}$

Эта формула очень слабых кислот (но также и оснований!) Должна приниматься во внимание каждый раз, когда производится продукт, и не намного больше .${\ Displaystyle К _ {\ mathrm {s}}}$${\ displaystyle c_ {0}}$ ${\ Displaystyle К _ {\ mathrm {w}}}$

Базы

Те же формулы используются для расчета значения pH основного раствора. Однако вместо K _S используют K _B, и результат дает не концентрацию протонов c (H ₃ O ⁺ ), а концентрацию гидроксид-иона c (OH ^- ). Его можно превратить в pOH, и отсюда следует pH.

Прочие расчеты

Для растворов кислоты и ее соответствующей соли (буфер, см. Выше) значение pH может быть рассчитано с использованием уравнения Хендерсона-Хассельбаха .

Для мульти-протонных кислот, можно только (приблизительно) вычислить значение первой стадии протолиза, то есть для самого низкого р К _S значение. Диссоциация второй стадии обычно намного меньше. Точный расчет занимает очень много времени, потому что это система связанных равновесий. Ионы оксония с первой стадии протолиза влияют на вторую и наоборот.

То же самое относится к смесям нескольких кислот и / или оснований. Точное алгебраическое решение обычно больше невозможно; уравнения могут быть решены численно с использованием итерационных методов. В случае очень высоких концентраций кислот или оснований концентрация в моль · дм ^{−3 должна быть} заменена активностью ионов оксония.

Измерение

Значение pH раствора можно определить разными методами:

Определение по реакции индикаторных красителей

Простое определение значения pH выполняется путем визуальной или колориметрической оценки изменения цвета индикаторных красителей . Оценка обычно проводится с использованием шкал сравнения цветов.

Изменение цвета одного красителя достаточно в узком диапазоне измерения (от двух до трех уровней pH). Универсальные индикаторы используются для больших диапазонов измерения . Это смеси красителей, которые имеют разные цвета в широком диапазоне значений pH. Альтернативой универсальным индикаторам являются измерительные полоски, на которых расположены поля с разными красителями, расположенные рядом друг с другом, каждая из которых может быть оптимально считана в другом диапазоне значений. Для специальных целей цветное отображение индикаторного красителя можно измерить с помощью фотометра и, таким образом, оценить более точно.

Для окраски универсального индикатора используются различные вещества, которые меняют цвет при разном значении pH. Такими индикаторами pH являются, например,

• Лакмус : красный при pH <4,5, синий при pH> 8,3
• Фенолфталеин : бесцветный при pH <8,2, красно-фиолетовый при pH> 10,0
• Метиловый оранжевый красный при pH <3,1, желтый при pH> 4,4
• Бромтимоловый синий : желтый при pH <6,0, синий при pH> 7,6

Потенциометрия

Большинство имеющихся в продаже pH-метров основаны на принципе потенциометрии . Стеклянная мембрана мяч , заполненный с буферным раствором является погружен в жидкости должны быть измерено. Из-за тенденции ионов водорода накапливаться тонкими слоями на силикатных группах на поверхности стекла, между внутренней и внешней частью сферы нарастает гальваническое напряжение в зависимости от разницы pH . Это напряжение источника измеряется с помощью двух электродов сравнения , один из которых расположен в стеклянной сфере, а другой - в электролите сравнения . Для получения подробной информации см. PH-электрод .

Измерение ионно-чувствительными полевыми транзисторами

Подобно стеклянному электроду, ионы водорода создают потенциал на чувствительной мембране затвора ионно-чувствительного полевого транзистора (ISFET), который влияет на проницаемость транзистора по току. Затем, используя подходящую измерительную технику, этот сигнал можно отобразить как значение pH.

Важность pH

Влияние pH в химии

Некоторые химические соединения изменяют свою химическую структуру в зависимости от значения pH и, следовательно, при определенных обстоятельствах также своего цвета, как это происходит с индикаторами pH, такими как фенолфталеин, с бесцветного на красный.

Ионы водорода играют роль во многих реакциях либо непосредственно в водном растворе, либо в качестве « катализатора ». Значение pH влияет на скорость реакции , как в примере отверждения аминопластов .

Влияние pH на рост растений

Значение pH почвы влияет на (биологическую) доступность питательных солей . Если pH почвы нейтральный и щелочной, образуются гидроксиды оксида железа, которые не могут абсорбироваться; есть дефицит железа . Если есть сильные изменения значения pH, это также может напрямую затронуть органы растения .

Помимо некоторых других элементов, азот также важен для баланса питательных веществ растений. Он абсорбируется в виде водорастворимых ионов аммония (NH ₄ ⁺ ) или, чаще, в виде нитрат-ионов (NO ₃ ^- ). Аммоний и нитрат находятся в равновесии в почвах со значением pH 7. В кислых почвах преобладают ионы NH ₄ ⁺ , в щелочных ^- ионы NO ₃ ^- . Если растения могут поглощать NH ₄ ^{+ только} из-за проницаемости корневой мембраны , они зависят от кислых почв, то есть ацидофильных (кислотолюбивых). Поглощая нитрат NO ₃ ^- они могут расти только на почвах, богатых основаниями («облигатные базофилы»). Требования к pH почвы ниже, когда мембраны пропускают и аммоний, и нитрат. Аммиачная селитра (NH ₄ NO ₃ ) используется в минеральных удобрениях , а это означает, что присутствуют ионы аммония и нитрата. Реакции в почве приводят к преобразованиям.

Если значение pH высокое или низкое, питательные вещества в почве фиксируются, и растения не имеют к ним доступа. При низком значении pH ионы алюминия или марганца становятся растворимыми и доступны для растений во вредных количествах.

Значение pH для человека

Допустимый для человека диапазон значения pH крови и клеточной жидкости ограничен узкими диапазонами. Так что ложь з. Б. Нормальные значения pH артериальной крови в узком диапазоне pH 7,35-7,45. Преобладающее значение pH устанавливается так называемым буфером для крови , сложной буферной системой, образованной углекислым газом, растворенным в крови , анионами растворенных солей и растворенными белками . Значение pH крови влияет на способность гемоглобина связывать кислород: чем ниже значение pH крови, тем меньше кислорода может связывать гемоглобин ( эффект Бора ). Таким образом, если углекислый газ выдыхается в легкие, значение pH крови там повышается, и, таким образом, способность гемоглобина поглощать кислород из крови легких также увеличивается. Если, наоборот, значение pH крови понижается в ткани клетки тела угольной кислотой, гемоглобин, следовательно, снова высвобождает связанный кислород. Значение pH также играет важную роль в воспроизводстве человека. В то время как влагалищная среда является слабокислой для защиты от болезнетворных микроорганизмов , мужская сперма является слабощелочной. Реакция нейтрализации, которая начинается после полового акта, затем приводит к средам pH, в которых сперматозоиды движутся оптимально. Кожа человека имеет pH ≈ 5,5. слабокислый, образует защитную кислотную мантию и таким образом защищает от болезнетворных микроорганизмов. Творожное мыло создает слегка щелочную среду при нанесении на кожу, но защитный кислотный слой снова нарастает уже через 30 минут после мытья. Помимо грязи, поверхностно-активные вещества также частично удаляют с кожи естественный жировой слой (гидролипидную пленку) , «сушат» кожу и тем самым ухудшают защитный эффект жирового слоя, особенно при частом использовании. Современные стиральные лосьоны, которые состоят из смеси носителя , вещества, воду, глицерин , хлорид натрия, тиосульфат натрия , гидрокарбонат натрия , дистеараты и небольшой долей синтетических поверхностно -активных веществ , которые регулируют до рН около 5.

Важность значения pH в питьевой воде

Согласно питьевой воды Указе , питьевая вода из крана должна иметь значение рН между 6,5 и 9,5. Водопроводная вода с низким значением pH растворяет ионы металлов из стенки трубы, что может привести к отравлению живых существ, если используются свинцовые и медные трубы. Если вы не знаете значение pH и материал трубы, вы можете сначала дать технологической воде вытечь из трубы (например, для очистки), прежде чем откачивать питьевую воду.

Значение pH для аквариумов

В аквариумах растениям и рыбам требуется определенный диапазон pH. Живые существа имеют диапазон толерантности к pH и вне этого диапазона не могут выжить в долгосрочной перспективе.

Ориентировочные значения для пресноводных аквариумных рыб:

• кислая вода (pH ≈ 6):
  • Южноамериканцы (неон, рыба-ангел, дискус, L-сом и другие)
  • Азиаты (гуарами, гурами и др.)
• нейтральная вода (pH ≈ 7)
  • Центральноамериканская (цихлида огненного рта и др.)
• щелочная вода (pH ≈ 8)
  • Озера канавы в Восточной Африке (цихлиды из озер Танганьика и Малави и др.)

Смотри тоже

• Значение SH (степень кислотности) регистрирует все кислотные компоненты образца, тогда как значение pH указывает только концентрацию ионов H ₃ O ⁺ .
• Для супер кислот , то функция кислотности Hammett используется для определения силы кислоты.

литература

• Бак Р.П., Рондинини С., Ковингтон А.К. и др.: Измерение pH. Определение, стандарты и процедуры (Рекомендации IUPAC 2002). В кн . : Чистая и прикладная химия . Том 74 (11), 2002, стр. 2169-2200. Факс (PDF; 317 кБ).
• Герхарт Яндер, Карл Фридрих год: анализ измерений. 17-е издание. Де Грюйтер, Берлин 2009 г., ISBN 978-3-11-019447-0 , стр. 99: Индикаторы.
• Вилли В. Вирц: pH и. Значения pCI. Справочник с интерпретациями и введением в технологию измерения pX; Таблицы измерений, основанные на электронных (электрометрических) измерениях pH и pCI; с 22 специальными столами. Chemie-Verlag, Золотурн 1974, ISBN 3-85962-020-7 .

веб ссылки

• Роб Бейнон: Буферы для контроля pH. Ливерпульский университет
• Расчет среднего

Индивидуальные доказательства

1. ↑ ^{а б} ÖNORM M 6201-2006 - Измерение pH - условия
2. ↑ ^{а б} запись на рН . В: Сборник химической терминологии ИЮПАК («Золотая книга») . doi : 10.1351 / goldbook.P04524 Версия: 2.3.3.
3. ^ Алан Л. Роквуд: Значение и измеримость одноионной активности, термодинамические основы pH и свободная энергия Гиббса для переноса ионов между разнородными материалами . В кн . : ChemPhysChem . Лента 16 , нет. 9 , 2015, с. 1978-1991 , DOI : 10.1002 / cphc.201500044 , PMID 25919971 . 
4. ↑ SPL Sörensen: Об измерении и важности концентрации ионов водорода в ферментативных процессах. В кн . : Биохим. Журнал 21, 1909, стр. 131-304.
5. ^ ^{A b} Йенс Г. Нёрби: Происхождение и значение маленького p в pH. В кн . : Направления биохимических наук . 25, 2000, стр. 36–37.
6. ^ Клинический словарь Pschyrembel. 258-е издание. де Грюйтер, Берлин 1998.
7. ↑ Duden - Немецкий универсальный словарь. 4-е издание. Дуден, Мангейм 2001.
8. ^ Столетие измерения pH IUPAC
9. ↑ ^{a b} Герхард Шульце, Юрген Симон: Анализ измерений года Джандера. 17-е издание. де Грюйтер, Берлин, 2009 г., стр.77.
10. ↑ Дж. А. Кэмпбелл: Общая химия - энергетика, динамика и структура химических систем. 2-е издание. Verlag Chemie, Weinheim et al., О. 1980, ISBN 3-527-25856-6 .
11. ^ Маттиас Отто: Аналитическая химия. 3. Издание. Wiley-VCH, 2006, ISBN 3-527-31416-4 , стр. 53 ф.
12. ↑ Герхард Шульце, Юрген Симон: Анализ измерений года Джандера. 17-е издание. де Грюйтер, Берлин, 2009 г., стр. 83–89.