Водородный показатель способы его определения

Водородный показатель (pH-фактор)

Водородный показатель (pH-фактор) — это мера активности ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Когда pH не на оптимальном уровне, растения начинают терять способность поглощать некоторые из необходимых для здорового роста элементы. Для всех растений есть специфический уровень pH который позволяет достичь максимальных результатов при выращивании. Большинство растений предпочитают слабокислую среду роста (между 5.5-6.5).

Водородный показатель в формулах

В очень разбавленных растворах водородный показатель эквивалентен концентрации ионов водорода. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

При стандартних условиях значение pH лежит в приделах от 0 до 14. В чистой воде, при нейтральном pH, концентрация H + равна концентрации OH — и составляет 1·10 -7 моль на литр. Максимально возможное значение pH определяется как сумма pH и pOH и равна 14.

Вопреки распространённому мнению, pH может изменяться не только в интервале от 0 до 14, а может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида [OH — ] 10 моль/л pOH = −1.

Важно понимать! Шкала pH логарифмическая, что означает, что каждая единица изменения равняется десятикратному изменению концентрации ионов водорода. Другими словами, раствор с pH 6 в десять раз более кислый, чем раствор с pH 7, и раствор с pH 5 будет в десять раз более кислый, чем раствор с pH 6 и в сто раз более кислый, чем раствор с pH 7. Это означает, что когда вы регулируете pH вашего питательного раствора, и вам необходимо изменить pH на два пункта (например с 7.5 до 5.5) вы должны использовать в десять раз больше корректора pH, чем если бы изменяли pH только на один пункт (с 7.5 до 6.5).

Методы определения значения pH

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-основного титрования.

Кислотно-основные индикаторы

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные 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 основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1-2 единицы.

Универсальный индикатор

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 основную.

Растворами таких смесей — «универсальных индикаторов» обычно пропитывают полоски «индикаторной бумаги», с помощью которых можно быстро (с точностью до единиц рН, или даже десятых долей рН) определить кислотность исследуемых водных растворов. Для более точного определения полученный при нанесении капли раствора цвет индикаторной бумаги немедленно сравнивают с эталонной цветовой шкалой, вид которой представлен на изображениях.

Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

Учитывая тот факт, что оптимальные значения pH для питательных растворов в гидропонике имеют весьма узкий интервал (обычно от 5.5 до 6.5) использую и другие комбинации индикаторов. Так, например, наш жидкий pH тест имеет рабочий диапазон и шкалу от 4.0 до 8.0, что делает такой тест более точным в сравнении с универсальной индикаторной бумагой.

pH-метр

Использование специального прибора — pH-метра — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью универсальных индикаторов. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН. Позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.

Для более подробного изучения темы рекомендуем посетить соответствующий раздел форума: «pH-метры».

Аналитический объёмный метод

Аналитический объёмный метод — кислотно-основное 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.

Влияние температуры на значения pH

Значение pH может меняться в широком диапазоне при изменение температуры. Так, 0,001 молярный раствор NaOH при 20°C имеет pH=11,73, а при 30°C pH=10,83. 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.

Регулирование pH питательного раствора

Подкисление питательного раствора

Питательный раствор обычно приходится подкислять. Поглощение ионов растениями вызывает постепенное подщелачивание раствора. Любой раствор, имеющий pH 7 или выше, чаще всего приходится доводить до оптимального pH. Для подкисления питательного раствора можно использовать различные кислоты. Чаще всего применяют серную или фосфорную кислоты. Более верным решением для гидропонных растворов являются буферные добавки, такие как pH minus Bloom и pH minus Grow. Данные средства не только доводят значения pH до оптимального, но и стабилизируют значения на длительный период.

При регулировании pH как кислотами, так и щелочами нужно надевать резиновые перчатки, чтобы не вызвать ожогов кожи. Опытный химик умело обращается с концентрированной серной кислотой, он по каплям добавляет кислоту к воде. Но начинающим гидропонистам, пожалуй, лучше обратиться к опытному химику и попросить его приготовить 25%-ный раствор серной кислоты. Во время добавления кислоты раствор перемешивают и определяют его pH. Узнав примерное количество серной кислоты, в дальнейшем ее можно добавлять из мерного цилиндра.

Серную кислоту нужно прибавлять небольшими порциями, чтобы не слишком сильно подкислить раствор, который тогда придется опять подщелачивать. У неопытного работника подкисление и подщелачивание могут продолжаться до бесконечности. Помимо напрасной траты времени и реактивов, такое регулирование выводит из равновесия питательный раствор вследствие накопления ненужных растениям ионов.

Подщелачивание питательного раствора

Слишком кислые растворы подщелачивают едким натрием (гидроксид натрия). Как следует из его названия — это едкое вещество, поэтому нужно пользоваться резиновыми перчатками. Рекомендуется приобретать едкий натрий в виде пилюль. В магазинах бытовой химии едкий натрий можно приобрести как средство для очистки труб, например «Крот». Растворяют одну пилюлю в 0,5 л воды и постепенно приливают щелочной раствор к питательному раствору при постоянном помешивании, часто проверяя его pH. Никакими математическими расчетами не удается вычислить, сколько кислоты или щелочи нужно добавить в том или ином случае.

Если в одном поддоне хотят выращивать несколько культур, нужно подбирать их так, чтобы совпадал не только их оптимальный pH, но и потребности в других факторах роста. Например, желтым нарциссам и хризантемам нужен pH 6,8, но различный режим влажности, поэтому их невозможно выращивать на одном и том же поддоне. Если давать нарциссам столько же влаги, сколько хризантемам, луковицы нарциссов загниют. В опытах ревень достигал максимального развития при pH 6,5, но мог расти даже при pH 3,5. Овес, предпочитающий pH около 6, дает хорошие урожаи и при pH 4, если сильно увеличить дозу азота в питательном растворе. Картофель растет при довольно широком интервале pH, но лучше всего он развивается при pH 5,5. Ниже этого pH также получают высокие урожаи клубней, но они приобретают кислый вкус. Чтобы получать максимальные урожаи высокого качества, нужно точно регулировать pH питательных растворов.

Источник

Водородный показатель кислотности (рН)

Водородный показатель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:

.

История водородного показателя pH .

Понятие водородного показателя введено датским химиком Сёренсеном в 1909 году. Показатель называется pH (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, либо pondus hydrogeni — вес водорода). В химии сочетанием pX обычно обозначают величину, которая равна lg X, а буквой H в этом случае обозначают концентрацию ионов водорода (H + ), либо, вернее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH .

Вывод значения pH .

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) оказываются одинаковыми и равняются 10 −7 моль/л, это четко следует из определения ионного произведения воды, равное [H + ] · [OH − ] и равно 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Если концентрации двух видов ионов в растворе окажутся одинаковыми, в таком случае говорится, что у раствора нейтральная реакция. При добавлении кислоты к воде, концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов понижается, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода уменьшается. Когда [H + ] > [OH − ] говорится, что раствор оказывается кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.

Чтоб было удобнее представлять, для избавления от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода используют их десятичный логарифм, который берется с противоположным знаком, являющийся водородным показателем — pH.

.

Показатель основности раствора pOH .

Немного меньшую популяризацию имеет обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, которая равняется десятичному логарифму (отрицательному) концентрации в растворе ионов OH − :

как во всяком водном растворе при 25 °C , значит, при этой температуре:

.

Значения pH в растворах различной кислотности.

• Вразрез с распространённым мнением, pH может изменяться кроме интервала 0 — 14, также может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH= −1.

Т.к. при 25 °C (стандартных условиях) [H + ] [OH − ] = 10 −14 , то ясно, что при такой температуре pH + pOH = 14.

Т.к. в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , значит, у кислых растворов pH 7, pH нейтральных растворов равняется 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды увеличивается, значит, увеличивается ионное произведение воды, тогда нейтральной будет pH = 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH − ); с понижением температуры, наоборот, нейтральная pH увеличивается.

Методы определения значения pH .

Существует несколько методов определения значения pH растворов. Водородный показатель приблизительно оценивают при помощи индикаторов, точно измерять при помощи pH-метра либо определять аналитическим путём, проводя кислотно-основное титрование.

1. Для грубой оценки концентрации водородных ионов часто используют кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. Самые популярные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и др. Индикаторы могут быть в 2х по-разному окрашенных формах — или в кислотной, или в основной. Изменение цвета всех индикаторов происходит в своём интервале кислотности, зачастую составляющем 1–2 единицы.
2. Для увеличения рабочего интервала измерения pH применяют универсальный индикатор, который является смесью из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно изменяет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным способом затруднено для мутных либо окрашенных растворов.
3. Применение специального прибора — pH-метра — дает возможность измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем при помощи индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, которая включает стеклянный электрод, потенциал которого зависим от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ обладает высокой точностью и удобством, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, что дает измерять pH непрозрачных и цветных растворов и поэтому часто применяется.
4. Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — тоже даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) каплями добавляют к раствору, который исследуется. При их смешивании происходит химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, для полного завершения реакции, — фиксируется при помощи индикатора. После этого, если известна концентрация и объём добавленного раствора титранта, определяется кислотность раствора.
5. Влияние температуры на значения pH:

0,001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3,

0,001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11,73, при 30 °C pH=10,83,

Влияние температуры на значения pH объясняют разчной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не есть ошибкой эксперимента. Температурный эффект нельзя компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии.

Кислотность среды имеет важное значение для большинства химических процессов, и возможность протекания либо результат той или иной реакции зачастую зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований либо на производстве применяют буферные растворы, позволяющие сохранять почти постоянное значение pH при разбавлении либо при добавлении в раствор маленьких количеств кислоты либо щёлочи.

Водородный показатель pH часто применяют для характеристики кислотно-основных свойств разных биологических сред.

Для биохимических реакций сильное значение имеет кислотность реакционной среды, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода зачастую оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается под действием буферных систем организма.

В человеческом организме в разных органах водородный показатель оказывается разным.

Некоторые значения pH.

Источник