imported>Well, Well, Bot!: уборка лишних параметров шаблона {{переход}}

2026-03-25T08:07:48Z

уборка лишних параметров шаблона {{переход}}

Новая страница

{{Частично без сносок|дата=2025-06-10}}
{{перенаправление|pH|PH (значения)|о других значениях PH, Ph, ph, pH}}
{{Falseredirect|Кислотность}}
[[Файл:PH_scale_3.jpg|thumb|Колбы с растворами разной кислотности, окрашенные индикатором]]
'''Водоро́дный показа́тель''', или '''pH''', — [[Количественный анализ|количественная]] характеристика кислотности водных [[раствор]]ов<ref name = "ХЭ">{{ХЭ | статья = Водоро́дный показа́тель | том = 1 | с = 406 | стлб = 787 }}</ref>.

Численно равна отрицательному [[Десятичный логарифм|десятичному логарифму]] активности [[ион]]ов [[водород]]а{{sfn|Васильев|2007|с=93}}:

<math>\mathrm{pH}=-\lg~a_{\mathrm{H}^{+}}.</math>

Для водных растворов (при [[Стандартные условия|стандартных условиях]]){{переход|Значения pH в растворах различной кислотности}}:
* '''pH < 7''' соответствует '''[[кислота|кисло́тному]] раствору''';
* '''pH = 7''' соответствует '''нейтра́льному раствору''';
* '''pH > 7''' соответствует '''[[Основание (химия)|осно́вному]] раствору'''{{Нет АИ|11|06|2025}}.

Водородный показатель может быть определён с помощью [[Кислотно-основные индикаторы|кислотно-основных индикаторов]], измерен [[потенциометр]]ическим [[pH-метр]]ом{{Нет АИ|11|06|2025}}.

== История ==
Развитию концепции водородного показателя положила начало ионная теория. Она установила взаимосвязь между концентрациями ионов водорода и [[гидроксид-ион]]ов, в том время, как [[уравнение Нернста]] позволило рассчитывать сами концентрации. Благодаря открытию [[Ле Блан, Макс|М. Ле Блана]], появилась возможность экспериментально находить концентрацию посредством замера [[Электродвижущая сила|ЭДС]] [[Гальванический элемент|гальванических элементов]]. Примерно тогда же [[Аррениус, Сванте Август|Аррениусом]], Й. Й. Вийсом, [[Кольрауш, Фридрих Вильгельм Георг|Ф. Кольраушом]] и А. Гейдвейлером были рассчитаны примерные значения [[константа диссоциации|константы диссоциации]] (ионного произведения) воды в пределах 1,1·10{{sup|−14}}—1,41·10{{sup|−14}}<ref name = "Сабадвари, Робинсон">{{книга | автор = {{автор|2=Сабадвари Ф.}}, {{автор|2=Робинсон А.}} | часть = Глава 8. Развитие теории аналитической химии | заглавие = История аналитической химии | оригинал = The history of analytical chemistry | язык = ru | ответственный = Пер. с англ. Н. А. Васиной; под ред. [[Шамин, Алексей Николаевич|А. Н. Шамина]] | место = М. | издательство = [[Мир (издательство)|Мир]] | год = 1984 | страницы = 230—232 | страниц как есть = 304 с., ил | тираж = 15000 }}</ref>.

Позже П. Сили напишет работу, положившую начало исследованию и практическому применению буферных растворов. Наблюдая за изменением [[Активность катализатора|каталитической активности]] фермента, приготовленного из экстракта [[солод]]а, О. Фернбах и Л. Юбен подошли к определению [[Буферные растворы#Буферная ёмкость|буферной емкости]]. Они заметили, что [[кислота]] или [[Основания (химия)|основание]] влияет на него только при условии, что их концентрация выше определенной величины. Но учёные видели причину в природе кислоты (в присутствии в смеси моно- и бифосфатов), в то время как С. Сёренсен{{ref+|Встречается написание «Зёренсен»<ref>{{БСЭ3 |статья = Сёренсен, Сёрен Петер Лауриц | том = 23 | страницы = 301—302 }}</ref>.|group="Прим."}} — в концентрации ионов водорода. Сёренсен хотел доказать свое предположение, поэтому нуждался в надежном методе измерения [[Кислотность|кислотности]] раствора и возможности приготовления раствора с точно известной концентрацией ионов водорода (кремнефосфатные буферные растворы Сёренсена). С целью упрощения расчётов Сёренсеном были предложены единицы pH<ref name = "Сабадвари, Робинсон" />. Кроме того, учёный ввел само понятие водородного показателя, как <math>-\lg{~c_H}</math> в 1909 году и <math>-\lg{~a_H}</math> в 1924<ref>{{БРЭ онлайн|url=vodorodnyi-pokazatel-f2ab92| заглавие = Водородный показатель | автор = {{автор|Белюстин, Анатолий Александрович|Белюстин, А. А}} | дата = 2023-08-23 | accessdate = 2025-06-07 }}</ref>.

Эта характеристика в первую очередь была оценена [[Биохимия|биохимиками]]. Первой монографией, посвящённой данному вопросу, была работа «О концентрации водородных ионов» («Die Wasserstoffionkon-zentration») 1914 г., а первой книгой, затрагивавшей [[Аналитическая химия|аналитические]] аспекты концепции водородного показателя, была монография [[Кольтгоф, Исаак Мориц|И. Кольтгофа]] «Применение цветных индикаторов» («Der Gebrauch von Farbindicator»), изданная в 1921 году<ref name = "Сабадвари, Робинсон" />.

== Уравнения, связывающие pH и pOH ==

=== Вывод значения pH ===
В чистой [[вода|воде]] [[Концентрация растворов|концентрации]] ионов водорода (<nowiki>[</nowiki>H+<nowiki>]</nowiki>) и [[гидроксид-ион]]ов (<nowiki>[</nowiki>OH−<nowiki>]</nowiki>) одинаковы и при 25 °C составляют по 10−7 моль/л, это напрямую следует из определения [[ионное произведение воды|ионного произведения воды]], которое равно <nowiki>[</nowiki>H+<nowiki>]</nowiki> · <nowiki>[</nowiki>OH−<nowiki>]</nowiki> 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 [[кислота|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 [[основание (химия)|основания]] — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда <nowiki>[</nowiki>H+<nowiki>]</nowiki> > <nowiki>[</nowiki>OH−<nowiki>]</nowiki>, говорят, что раствор является '''кислотным''', а при <nowiki>[</nowiki>OH−<nowiki>]</nowiki> > <nowiki>[</nowiki>H+<nowiki>]</nowiki> — '''осно́вным'''.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентрации ионов водорода используют её [[кологарифм|взятый с обратным знаком десятичный логарифм]], который, собственно, и является водородным показателем — pH.
: <math>\text{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]</math>{{Нет АИ|11|06|2025}}

=== pOH ===
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель осно́вности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH−:
: <math>\text{pOH} = -\lg \left[ \mbox{OH}^- \right]</math>
Так как в любом водном растворе при 25 °C <math>[\text{H}^+] [\text{OH}^-] = 1{,}0 \cdot 10^{-14}</math>, очевидно, что при этой температуре:

: <math>\text{pOH} = 14 - \text{pH}</math>{{Нет АИ|11|06|2025}}

== Значения pH в растворах различной кислотности ==
Так как при 25 °C (стандартных условиях) <nowiki>[</nowiki>H+<nowiki>]</nowiki> · <nowiki>[</nowiki>OH−<nowiki>]</nowiki> = 10−14, то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.

Так как в кислотных растворах <nowiki>[</nowiki>H+<nowiki>]</nowiki> > 10−7, то у кислотных растворов pH < 7, аналогично, у осно́вных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах [[Константа диссоциации|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{{Нет АИ|11|06|2025}}.

== Связь pKa и pH ==
<math>\mathrm{p}K_\mathrm{a} = - \lg \left(K_\mathrm{a}\right)</math> — показатель [[Константа диссоциации кислоты|константы кислотности]].

=== Уравнение Гендерсона-Хассельбаха ===
<math chem="" alt="p H equals p K A plus the logarithm (base ten) of a ratio of chemical concentrations, namely the concentration of the protonated form A H divided by that of the deprotonated form A minus.">
\ce{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{a} + \lg \left(\mathrm{\frac{[A^-]}{[HA]}}\right)
</math>{{Нет АИ|11|06|2025}}

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

# Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются [[кислотно-основные индикаторы|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 химический индикатор|универсальный индикатор]], представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через [[жёлтый]], [[зелёный цвет|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-метр]]а — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно, чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром [[электродвижущая сила|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-основное титрование|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{{Нет АИ|11|06|2025}}.
# При отсутствии инструментальных средств определения рН могут быть использованы водные экстракты [[Антоцианы|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 [[Смородина чёрная|смородины]], [[Вишня|вишни]], столовой [[Свёкла|свёклы]] или [[Краснокочанная капуста|краснокочанной капусты]]<ref>{{Книга|автор=Красильникова Л. А.|заглавие=Биохимия растений|год=2004|страницы=163—164}}</ref>.

== Влияние температуры на значения pH ==
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{{Нет АИ|11|06|2025}}.

== Биологическая роль ==
Живые организмы обладают [[Кислотно-основное равновесие|кислотно-основным гомеостазом]] — постоянным pH [[Биологические жидкости|биологических жидкостей]], [[Ткань (биология)|тканей]] и [[Орган (биология)|органов]]<ref name = "Ершов">{{книга | автор = {{автор|Ершов, Юрий Алексеевич|Ершов, Ю. А}} | часть = Глава 3. Ионные равновесия и обменные реакции в растворах | заглавие = Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов | язык = ru | ответственный = Ю. А. Ершов, [[Попков, Владимир Андреевич|В. А. Попков]], А. С. Берлянд и др.; под ред. Ю. А. Ершова | издание = 4-е изд., стер | место = М. | издательство = Высшая школа | год = 2003 | страницы = 105—106 | страниц как есть = 560 с., ил | isbn = 5-06-003626-X | тираж = 6000 }}</ref>. В организме человека величина данного показателя влияет на скорость и направление [[Ферментативный катализ|ферментативных реакций]], а следовательно, процессов [[метаболизм]]а<ref>Водородный показатель / А — Механотерапия. — М.: НПО «Медицинская энциклопедия», «Крон-Пресс», 1994. — С. 183. — 608 с. — (Краткая медицинская энциклопедия : [в 2 т.] / под ред. В. И. Покровского; т. 1). — ISBN 5-8317-0047-X.</ref>.
{| class="wikitable" style="float:right; margin-left:0.8em; clear:right;"
|+ Значения pH биологических жидкостей и тканей организма<ref name = "Ершов" />
|- style="text-align:center;"
! colspan="2" | Биожидкость !! pH (в норме)
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Желчь человека|Желчь]] в протоках || 7,4—8,5
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Желчь человека|Желчь]] в пузыре || 5,4—6,9
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Кожа]] (внутриклеточная жидкость, различные слои) || 6,2—7,5
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Грудное молоко|Молоко]] || 6,6—6,9
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Моча]] || 4,8—7,5
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Слюна]] || 6,35—6,85
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | Содержимое [[Тонкая кишка|тонкого кишечника]] || 7,0—8,0
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Панкреатический сок|Сок поджелудочной железы]] || 7,5—8,0
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Спинномозговая жидкость]] || 7,40 ± 0,05
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | [[Сыворотка крови]] || 7,40 ± 0,05
|- style="text-align:center;"
| rowspan="3" | [[Печень]] (внутриклеточная жидкость) || [[Клетки Купфера|Купфферовские клетки]] || 6,4—6,5
|- style="text-align:center;"
|| Клетки по периферии долек || 7,1—7,4
|- style="text-align:center;"
|| Клетки в центре долек || 6,7—6,9
|- style="text-align:center;"
| colspan="2" | Чистый [[желудочный сок]] || 0,9—1,1
|- style="text-align:center;"
|}

=== Регуляция pH в крови ===
В состоянии покоя pH [[Артериальная кровь|артериальной крови]] соответствует 7,4, а [[Венозная кровь|венозной]] — 7,34. Показатель pH может варьироваться от 7,3 до 7,5, в зависимости от [[Физиология человека и животных|физиологического состояния человека]]. При более значительных отклонениях в кислую сторону (6,95) наступает [[Обморок|потеря сознания]], а при неоказании помощи — [[смерть]]; при сильном уменьшении концентрации ионов водорода, а следовательно, увеличении pH (7,7), развиваются тяжелые судороги ([[тетания]]) и возникает вероятность смерти<ref name = "Физиология человека: Учебник">{{книга |автор =Кузник Б. И. | часть = Глава 5. Система крови | заглавие = Физиология человека: Учебник | язык = ru | ответственный = под ред. В. М. Покровского, Г. Ф. Коротько | издание = 2-е изд., перераб. и доп | место = М. | издательство = Медицина | год = 2003 | страницы = 234—235 | страниц как есть = 656 с., ил.: [2] л. ил | серия = Учеб. лит. Для студ. мед. вузов | isbn = 5-225-04729-7 | тираж = 10000 }}</ref>.

В процессе метаболизма [[кровь]] получает кислые продукты обмена, при этом реакция крови не изменяется из-за работы [[Почки|почек]] и [[Лёгкие|лёгких]], удаляющих из крови [[углекислый газ]], избыток кислот и оснований, а также наличия в ней [[Буферные системы крови|буферных систем]] (гемоглобиновой<ref group = "Прим.">Буферная система [[гемоглобин]]а является самой мощной буферной системой крови.</ref>, карбонатной, фосфатной) и белков плазмы, которые поддерживают постоянство pH<ref name = "Физиология человека: Учебник" />.

== Примечания ==
=== Комментарии ===
{{примечания|group="Прим."}}

=== Источники ===
{{примечания}}

== Литература ==
* {{книга|автор=Бейтс Р.|часть=|заглавие=Определение pH. Теория и практика|оригинал= |ссылка=|издание=2 изд|ответственный=Пер. с англ. под ред. акад. [[Никольский, Борис Петрович|Б. П. Никольского]] и проф. [[Шульц, Михаил Михайлович|М. М. Шульца]]|место=Л. |издательство=Химия|год=1972|том=|страницы=|страниц=|isbn=|тираж=|язык=ru}}
* {{книга | автор = {{автор|Васильев, Владимир Павлович|Васильев, В. П}} | заглавие = Аналитическая химия. В 2 кн. Кн. 1 : Титриметрические и гравиметрический методы анализа : учеб. для студ. вузов, обучающихся по химико-технол. спец. | язык = ru | издание = 6-е изд., стереотип | место = М. | издательство = [[Дрофа (издательство)|Дрофа]] | год = 2007 | страниц как есть = 366, [2] с. : ил | isbn = 978-5-358-03521-8 (кн. 1) | isbn2 = 978-5-358-03520-1 | тираж = 3000 | ref = Васильев }}

[[Категория:Химия воды]]
[[Категория:Кислоты]]
[[Категория:Физическая химия]]
[[Категория:Аналитическая химия]]
[[Категория:Общая химия]]

Водородный показатель - История изменений

imported>Well, Well, Bot!: уборка лишних параметров шаблона {{переход}}