Кислотность некоторых природных жидкостей

Жидкость	рН	Жидкость	рН
Морская вода	8,0 ± 0,5	Моча	4,8 - 8,0
Яичный белок	8,0	Торфяная вода	4,5 ± 1,0
Кровь человека	7,35 ± 0,08	Сок томатный	4,3
Сок огуречный	6,9 ± 0,2	Сок яблочный	3,5 ± 1,0
Молоко	6,6 - 6,85	Сок апельсиновый	2,6 - 4,4
Слюна	6,35 - 6,85	Сок лимонный	2,5 ± 0,5
Дождевая вода	5,5 - 6,0	Желудочный сок	1,0 - 2,0

В водных растворах кислот и оснований рН среды зависит от природы и концентрации растворённого вещества. Для определения рН раствора сильной кислоты или сильного основа­ния необходимо знать молярную концентрацию эквивалентов данного вещества и коэффициент активности соответствующего иона [γ(Н⁺) или γ(ОН^–)] в данном растворе.

Для расчётов величины рН растворов ис­пользуют следующие уравнения:

– для сильной кислоты: [Н⁺] =

рН = –lg (5.4)

– для сильного основания: [ОН^–] = [Н⁺] =

рН = 14 + lg (5.5)

Для расчёта величины рН раствора слабой кислоты или слабого основания необходимо знать молярную концентрацию данного вещества и константу его диссоциации:

для слабой кислоты А [Н⁺] =

рН = –lg [Н⁺] = [рК_а – lg с(НА)] (5.6)

для слабого основания В: [ОН^–] =; [Н⁺] = ,

рН = 14 – [рК_b – lg с(В)]. (5.7)

Водородный показатель широко используется для харак­теристики кислотно-основных свойств биологических сред. Кислотность среды оказывает влияние на физико-химичес­кие свойства и биологическую активность, например, белков и нуклеиновых кислот. Определение величины рН растворов имеет весьма важное значение для биологии, медицины, сельского хозяйства.

Методы определения рН растворов

Для определения величины рН водных растворов используют индикаторный или ионометрический метод.

Индикаторный метод применяется в том случае,когда не­обходимо быстро приблизительно оценить кислотность раствора. Индикаторным методом невозможно определить рН мутных и окрашенных растворов.

Ионометрический метод позволяет определить кислотность растворов с большей точностью (0,01 единицы рН), причём и мутных, и окра­шенных и любых других водных растворов.

Индикаторный метод основан на применении кислотно-основных индикаторов – веществ, изменяющих свою окраску в зависимости от рН среды. Кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые органические кислоты (или основания), у которых цвет нейтральной (неионизированной) и заряженной (ионизирован­ной) форм различен, а диссоциация протекает по уравнению:

НInd		Ind– + Н+
нейтральная форма, окраска 1	Смесь обеих форм, переходная окраска	заряженная форма, окраска 2
(при рН < рКа – 1)	(ΔрН = рКа ± 1)	(при рН > рКа + 1)

Поведение индикатора как слабого электролита подчиняется закономерностям влияния общего иона Н⁺. Чем больше концен­трация водородных ионов, тем больше смещено равновесие в направлении образования молекул Hind, и раствор имеет окра­ску, соответствующую нейтральной форме индикатора. С умень­шением концентрации ионов Н⁺ увеличивается концентрация иони­зованной формы, и раствор приобретает окраску ионизированной формы Ind^–.

Интервал между двумя значениями рН (pH₁ – рН₂ = ΔрН), в пределах которого в сравнимых количествах (от 1 : 10 до 10 : 1) существуют обе формы индикатора и происхо­дит различимое глазом изменение цвета раствора, назы­вается интервалом перехода окраски индикатора:ΔрН = рК_а ± 1.

Положение интервала перехода окраски индикатора на шка­ле значений рН зависит от величины его рК_а, то есть от природы индикатора. В интервале от рН₁ до рН₂ наблюдается постепенный переход окраски 1 индикатора в окраску 2 и наоборот. Количественно оценить величину рН при помощи индикаторов можно только в области перехода их окраски (табл. 5). В других случаях возможна только качествен­ная оценка кислотности раствора рН < рК_а – 1 или рН > рК_а + 1.

Для приблизительной оценки кислотности растворов (с погрешностью до единицы рН) применяют универсальный индикатор.

Универсальный индикатор представляет смесь кислотно-основ­ных индикаторов, позволяющая определить значение рН от 1 до 10.

Таблица 5