Водородный показатель – рН – это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.
pН = – lg
Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni – сила водорода, или pondus hydrogenii – вес водорода.
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина – показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH:
рОН = – lg
В чистой воде при 25°C концентрации ионов водорода () и гидроксид-ионов () одинаковы и составляют 10 -7 моль/л, это напрямую следует из константы автопротолиза воды К w , которую иначе называют ионным произведением воды:
К w = · =10 –14 [моль 2 /л 2 ] (при 25°C)
рН + рОН = 14
Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания – наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда > говорят, что раствор является кислым, а при > – щелочным.
Определение рН
Для определения значения pH растворов широко используют несколько способов.
1) Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.
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 (см. Таблица 1, занятие 2).
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 кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
2) Аналитический объёмный метод – кислотно-основное титрование – также даёт точные результаты определения общей кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности – момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, – фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется общая кислотность раствора.
Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.
Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред (Табл. 2).
Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто 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 благодаря действию буферных систем.
3) Использование специального прибора – pH-метра – позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов, отличается удобством и высокой точностью, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
С помощью рН-метра измеряют концентрацию ионов водорода (pH) в растворах, питьевой воде, пищевой продукции и сырье, объектах окружающей среды и производственных систем непрерывного контроля технологических процессов, в т. ч. в агрессивных средах.
рН-метр незаменим для аппаратного мониторинга pH растворов разделения урана и плутония, когда требования к корректности показаний аппаратуры без её калибровки чрезвычайно высоки.
Прибор может использоваться в лабораториях стационарных и передвижных, в том числе полевых, а также клинико-диагностических, судебно-медицинских, научно-исследовательских, производственных, в том числе мясо-молочной и хлебопекарной промышленности.
Последнее время pH-метры также широко используются в аквариумных хозяйствах, контроля качества воды в бытовых условиях, земледелия (особенно в гидропонике), а также – для контроля диагностики состояния здоровья.
Таблица 2. Значения рН для некоторых биологических систем и других растворов
Водородный показатель , pH (лат. p ondus 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, соответственно, у щелочных 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.
- 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.
- 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.
- 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.
- 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.
- 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. |
|
|
Вещество |
|
|
Электролит в свинцовых аккумуляторах |
|
|
Лимонный сок (5% р-р лимонной кислоты) |
|
|
Пищевой уксус |
|
|
Кока-кола |
|
|
Яблочный сок |
|
|
Кожа здорового человека |
|
|
Кислотный дождь |
|
|
Чистая вода при 25 °C |
|
|
Мыло (жировое) для рук |
|
|
Отбеливатель (хлорная известь) |
|
|
Концентрированные растворы щелочей |
|
Ткани живого организма весьма чувствительны к колебаниям показателя pH - за пределами допустимого диапазона, происходит денатурация белков: разрушаются клетки, ферменты теряют способность выполнять свои функции, возможна гибель организма
Что такое РН (водородный показатель) и кислотно-щелочное равновесие
Соотношение кислоты и щелочи в каком-либо растворе называется кислотно-щелочным равновесием (КЩР), хотя физиологи считают, что более правильно называть это соотношение кислотно-щелочным состоянием.
КЩР характеризуется специальным показателем рН (power Hydrogen - "сила водорода"), который показывает число водородных атомов в данном растворе. При рН равном 7,0 говорят о нейтральной среде.
Чем ниже уровень рН - тем среда более кислая (от 6,9 до О).
Щелочная среда имеет высокий уровень рН (от 7,1 до 14,0).
Тело человека на 70% состоит из воды, поэтому вода - это одна из наиболее важных его составляющих. Тело человека имеет определенное кислотно-щелочное соотношение, характеризуемое рН (водородным) показателем.
Значение показателя рН зависит от соотношения между положительно заряженными ионами (формирующими кислую среду) и отрицательно заряженными ионами (формирующими щелочную среду).
Организм постоянно стремится уравновесить это соотношение, поддерживая строго определенный уровень рН. При нарушенном балансе могут возникнуть множество серьезных заболеваний.
Соблюдайте правильный рН баланс для сохранения крепкого здоровья
Организм способен правильно усваивать и накапливать минералы и питательные вещества только при надлежащем уровне кислотно-щелочного равновесия. Ткани живого организма весьма чувствительны к колебаниям показателя pH - за пределами допустимого диапазона, происходит денатурация белков: разрушаются клетки, ферменты теряют способность выполнять свои функции, возможна гибель организма. Поэтому кисло́тно-щелочно́й баланс в организме жёстко регулируется.
Наш организм использует соляную кислоту для расщепления пищи. В процессе жизнедеятельности организма требуются как кислые, так и щелочные продукты распада , причем первых образуется больше чем вторых. Поэтому защитные системы организма, обеспечивающие неизменность его КЩР, "настроены" прежде всего на нейтрализацию и выведение прежде всего кислых продуктов распада.
Кровь имеет слабощелочную реакцию: pH артериальной крови составляет 7,4, а венозной - 7,35 (вследствие избытка С02).
Сдвиг рН хотя бы на 0,1 может привести к тяжелой патологии.
При сдвиге рН крови на 0,2 развивается коматозное состояние, на 0,3 - человек погибает.
Организм имеет разный уровень PH
Слюна - преимущественно щелочная реакция (колебание рН 6,0 - 7,9)
Обычно кислотность смешанной слюны человека равна 6,8–7,4 pH, но при большой скорости слюноотделения достигает 7,8 pH. Кислотность слюны околоушных желёз равна 5,81 pH, подчелюстных - 6,39 pH. У детей в среднем кислотность смешанной слюны равна 7,32 pH, у взрослых - 6,40 pH (Римарчук Г.В. и др.). Кислотно-щелочное равновесие слюны в свою очередь определяется аналогичным равновесием в крови, которая питает слюнные железы.
Пищевод - Нормальная кислотность в пищеводе 6,0–7,0 рН.
Печень - реакция пузырной желчи близка к нейтральной (рН 6,5 - 6,8), реакция печеночной желчи щелочная (рН 7,3 - 8,2)
Желудок - резко кислая (на высоте пищеварения рН 1,8 - 3,0)
Максимальная теоретически возможная кислотность в желудке 0,86 рН, что соответствует кислотопродукции 160 ммоль/л. Минимальная теоретически возможная кислотность в желудке 8,3 рН, что соответствует кислотности насыщенного раствора ионов HCO 3 - . Нормальная кислотность в просвете тела желудка натощак 1,5–2,0 рН. Кислотность на поверхности эпителиального слоя, обращённого в просвет желудка 1,5–2,0 рН. Кислотность в глубине эпителиального слоя желудка около 7,0 рН. Нормальная кислотность в антруме желудка 1,3–7,4 рН.
Распространено заблуждение, что основная проблема для человека - это повышенная кислотность желудка. От нее изжога и язва.
На самом деле, гораздо большую проблему представляет пониженная кислотность желудка, которая встречается во много раз чаще.
Главной причиной возникновения изжоги в 95% является не избыток, а недостаток соляной кислоты в желудке.
Недостаток соляной кислоты создает идеальные условия для колонизации кишечного тракта различными бактериями, простейшими и червями.
Коварство ситуации в том, что пониженная кислотность желудка "ведет себя тихо" и протекает незаметно для человека.
Вот перечень признаков, которые позволяют заподозрить снижение кислотности желудка.
- Дискомфорт в желудке после еды.
- Тошнота после приема лекарств.
- Метеоризм в тонком кишечнике.
- Послабления стула или запор.
- Непереваренные частицы пищи в стуле.
- Зуд вокруг ануса.
- Множественные пищевые аллергии.
- Дисбактериоз или кандидоз.
- Расширенные кровеносные сосуды на щеках и носе.
- Угри.
- Слабые, расслаивающиеся ногти.
- Анемии из-за плохого всасывания железа.
Разумеется, точный диагноз пониженной кислотности требует определения рН желудочного сока (для этого необходимо обратиться к гастроэнтерологу).
Когда кислотность повышена - существует масса препаратов для ее снижения.
В случае же пониженной кислотности эффективных средств очень мало.
Как правило, используются препараты соляной кислоты или растительные горечи, стимулирующие отделение желудочного сока (полынь, аир, мята перечная, фенхель и др.).
Поджелудочная железа - панкреатический сок слабощелочной (рН 7,5 - 8,0)
Тонкий кишечник - щелочная реакция (рН 8,0)
Нормальная кислотность в луковице двенадцатиперстной кишки 5,6–7,9 рН. Кислотность в тощей и подвздошной кишках нейтральная или слабощелочная и находится в пределах от 7 до 8 рН. Кислотность сока тонкой кишки 7,2–7,5 рН. При усилении секреции достигает 8,6 рН. Кислотность секрета дуоденальных желез - от рН от 7 до 8 рН.
Толстый кишечник - слабо-кислая реакция (5.8 - 6.5 pH)
Это слабо-кислая среда, которая поддерживается нормальной микрофлорой, в частности,бифидобактериями, лактобактериями и пропионобактерими за счет того, что они нейтрализуют щелочные продукты метаболизма и вырабатывают свои кислые метаболиты - молочную кислоту и другие органические кислоты. Продуцируя органические кислоты и снижая рН кишечного содержимого, нормальная микрофлора создает условия, при которых патогенные и условно-патогенные микроорганизмы не могут размножаться. Собственно поэтому стрептококки, стафилококки, клебсиеллы, клостридии грибы и другие “плохие” бактерии составляют всего 1% от всей микрофлоры кишечника здорового человека.
Моча - преимущественно слабо-кислая реакция (рН 4,5- 8)
При пище с животными белками, содержащими серу и фосфор, в основном в основном выделяется кислая моча (рН менее 5); в конечной моче присутствует значительное количество неорганических сульфатов и фосфатов. Если пища в основном молочная или растительная, то моча имеет тенденцию к защелачиванию (рН более 7). Почечные канальцы играют значительную роль в поддержании кислотно-основного равновесия. Кислая моча будет выделяться при всех состояниях, приводящих к метаболическому или дыхательному ацидозу, так как почки компенсируют сдвиги кислотно-основного состояния.
Кожа - слабо-кислая реакция (рН 4- 6)
Если кожа склонна к жирности, значение рН может приближаться к 5,5. А если кожа очень сухая, рН может составлять и 4,4.
Бактерицидное свойство кожи, придающее ей способность противостоять микробной инвазии, обусловлено кислой реакцией кератина, своеобразным химическим составом кожного сала и пота, наличием на ее поверхности защитной воднолипидной мантии с высокой концентрацией водородных ионов. Входящие в ее состав низкомолекулярные жирные кислоты, в первую очередь гликофосфолипиды и свободные жирные кислоты, обладают бактериостатическим эффектом, селективным для патогенных микроорганизмов.
Половые органы
Нормальная кислотность влагалища женщины колеблется от 3,8 до 4,4 pH и в среднем составляет 4,0–4,2 pH.
При рождении влагалище девочки стерильно. Затем в течение нескольких дней оно заселяется разнообразными бактериями, в основном стафилококками, стрептококками, анаэробами (то есть бактериями, для жизни которых не требуется кислород). До начала менструаций уровень кислотности (pH) влагалища близок к нейтральному (7,0). Но в период полового созревания стенки влагалища утолщаются (под влиянием эстрогена - одного из женских половых гормонов), рН снижается до 4,4 (т.е. кислотность повышается), что вызывает изменения во влагалищной флоре.
Полость матки в норме стерильна, и попаданию в нее болезнетворных микроорганизмов препятствуют лактобактерии, заселяющие влагалище и поддерживающие высокую кислотность его среды. Если по каким-либо причинам кислотность влагалища сдвигается в сторону щелочной, численность лактобактерий резко падает, а на их месте развиваются другие микробы, которые могут попасть в матку и привести к воспалению, а затем, и к проблемам с беременностью.
Сперма
Нормальный уровень кислотности спермы находится в пределах от 7,2 до 8,0 рН. Увеличение уровня рН спермы происходит при инфекционном процессе. Резко щелочная реакция спермы (кислотность примерно 9,0–10,0 рН) свидетельствует о патологии предстательной железы. При закупорке выводных протоков обоих семенных пузырьков отмечается кислая реакция спермы (кислотность 6,0–6,8 рН). Оплодотворяющая способность такой спермы снижена. В кислой среде сперматозоиды теряют подвижность и погибают. Если кислотность семенной жидкости становится меньше 6,0 рН, сперматозоиды полностью теряют подвижность и погибают.
Клетки и межклеточная жидкость
В клетках организма рН имеет значение около 7, во внеклеточной жидкости - 7,4. Нервные окончания, которые находятся вне клеток, очень чувствительны к изменению рН. При механических или термических повреждениях тканей стенки клеток разрушаются и их содержимое попадает на нервные окончания. В результате человек чувствует боль.
Скандинавский исследователь Олаф Линдал проделал такой эксперимент: с помощью специального безыгольного инъектора человеку впрыскивали сквозь кожу очень тонкую струйку раствора, которая не повреждала клетки, но действовала на нервные окончания. Было показано, что боль вызывают именно катионы водорода, причем с уменьшением рН раствора боль усиливается.
Аналогично непосредственно «действует на нервы» и раствор муравьиной кислоты, который жалящие насекомые или крапива впрыскивают под кожу. Разным значением рН тканей объясняется также, почему при некоторых воспалениях человек чувствует боль, а при некоторых - нет.
Интересно, что впрыскивание под кожу чистой воды дало особенно сильную боль. Объясняется это странное на первый взгляд явление так: клетки при контакте с чистой водой в результате осмотического давления разрываются и их содержимое воздействует на нервные окончания.
Таблица 1. Водородные показатели для растворов
|
Раствор |
РН |
|
HCl |
1,0 |
|
H 2 SO 4 |
1,2 |
|
H 2 C 2 O 4 |
1,3 |
|
NaHSO 4 |
1,4 |
|
Н 3 РО 4 |
1,5 |
|
Желудочный сок |
1,6 |
|
Винная кислота |
2,0 |
|
2,1 |
|
|
HNO 2 |
2,2 |
|
Лимонный сок |
2,3 |
|
Молочная кислота |
2,4 |
|
2,4 |
|
|
3,0 |
|
|
Сок грейпфрута |
3,2 |
|
СО 2 |
3,7 |
|
Яблочный сок |
3,8 |
|
H 2 S |
4,1 |
|
Моча |
4,8-7,5 |
|
Черный кофе |
5,0 |
|
Слюна |
7,4-8 |
|
Молоко |
6,7 |
|
Кровь |
7,35-7,45 |
|
Желчь |
7,8-8,6 |
|
Вода океанов |
7,9-8,4 |
|
Fe(OH) 2 |
9,5 |
|
MgO |
10,0 |
|
Mg(OH) 2 |
10,5 |
|
Na 2 CO 3 |
|
|
Ca(OH) 2 |
11,5 |
|
NaOH |
13,0 |
Особенно чувствительны к изменению рН среды икра рыб и мальки. Таблица позволяет сделать ряд интересных наблюдений. Значения рН, например, сразу показывают сравнительную силу кислот и оснований. Хорошо видно также сильное изменение нейтральной среды в результате гидролиза солей, образованных слабыми кислотами и основаниями, а также при диссоциации кислых солей.
рН мочи не является хорошим показателем общего рН тела, и это не хороший показатель общего здоровья.
Другими словами, независимо от того, что вы едите и при любом рН мочи, вы можете быть абсолютно уверен, что ваш рН артериальной крови всегда будет около 7,4.
При употреблении человеком, например, кислых продуктов или животного белка, под влиянием буферных систем рН смещается в кислую сторону (становится меньше 7), а при употреблении, например, минеральной воды или растительной пищи - в щелочную (становится больше 7). Буферные системы удерживают рН в допустимом для организма диапазоне.
Кстати, врачи утверждают, что смещение в кислотную сторону (тот самый ацидоз) мы переносим гораздо легче, чем смещение в щелочную (алкалоз).
Сместить pH крови каким-либо внешним воздействием невозможно.
ОСНОВНЫМИ МЕХАНИЗМАМИ ПОДДЕРЖАНИЯ РН КРОВИ ЯВЛЯЮТСЯ:
1. Буферные системы крови (карбонатная, фосфатная, белковая, гемоглобиновая)
Этот механизм действует очень быстро (доли секунды) и потому относится к быстрым механизмам регуляции устойчивости внутренней среды.
Бикарбонатный буфер крови достаточно мощный и наиболее мобильный.
Одним из важных буферов крови и других жидкостей организма является бикарбонатная буферная система (HCO3/СO2): СO2 + H2O ⇄ HCO3- + Н+ Основная функция бикарбонатной буферной системы крови - нейтрализация ионов Н+. Эта буферная система играет особо важную роль, поскольку концентрации обоих буферных компонентов можно регулировать независимо друг от друга; [СO2] - путем дыхания, - в печени и в почках. Таким образом, это открытая буферная система.
Буферная система гемоглобина самая мощная.
На ее долю приходится более половины буферной емкости крови. Буферные свойства гемоглобина обусловлены соотношением восстановленного гемоглобина (ННЬ) и его калиевой соли (КНЬ).
Белки плазмы благодаря способности аминокислот к ионизации также выполняют буферную функцию (около 7% буферной емкости крови). В кислой среде они ведут себя как основания, связывающие кислоты.
Фосфатная буферная система (около 5% буферной емкости крови) образуется неорганическими фосфатами крови. Свойства кислоты проявляет одноосновный фосфат (NaH 2 P0 4), а основания - двухосновный фосфат (Na 2 HP0 4). Функционируют они по такому же принципу, как и бикарбонаты. Однако в связи с низким содержанием в крови фосфатов емкость этой системы невелика.
2. Респираторная (легочная) система регуляции.
Благодаря легкости, с которой легкие регулируют концентрацию С02, эта система обладает значительной буферной емкостью. Удаление избыточных количеств СO 2 , регенерация бикарбонатной и гемоглобиновой буферных систем осуществляются легкими.
В покое человек выделяет 230 мл углекислого газа в минуту, или около 15 тысяч ммоль в день. При удалении углекислого газа из крови исчезает примерно эквивалентное количество ионов водорода. Поэтому дыхание играет важную роль в поддержании кислотно - щелочного равновесия. Так, если кислотность крови увеличивается, то повышение содержания ионов водорода приводит к возрастанию легочной вентиляции (гипервентиляция), при этом молекулы углекислого газа выводятся в большом количестве и рН возвращается к нормальному уровню.
Увеличение содержания оснований сопровождается гиповентиляцией, в результате чего возрастает концентрация углекислого газа в крови и, соответственно, концентрация ионов водорода, и сдвиг реакции крови в щелочную сторону частично или полностью компенсируется.
Следовательно, система внешнего дыхания довольно быстро (в течение нескольких минут) способна устранить или уменьшить сдвиги рН и предотвратить развитие ацидоза или алкалоза: увеличение вентиляции лёгких в 2 раза повышает рН крови примерно на 0,2; снижение вентиляции на 25% может уменьшить рН на 0,3-0,4.
3. Почечная (выделительная система)
Действует очень медленно (10-12 ч). Но этот механизм наиболее мощный и способен полностью восстановить pH организма, удалив мочу со щелочными или кислыми значениями pH. Участие почек в поддержании кислотно-основного равновесия заключается в удалении из организма ионов водорода, реабсорбции бикарбоната из канальцевой жидкости, синтезе бикарбоната при его недостатке и удалении - при избытке.
К главным механизмам уменьшения или устранения сдвигов КЩР крови, реализуемых нефронами почек, относят ацидогенез, аммони-огенез, секрецию фосфатов и К+,Ка+-обменный механизм.
Механизм регуляции рН крови в целостном организме заключается в совместном действии внешнего дыхания, кровообращения, выделения и буферных систем . Так, если в результате повышенного образования Н 2 С0 3 или других кислот будут появляться излишки анионов, то они сначала нейтрализуются буферными системами. Параллельно интенсифицируется дыхание и кровообращение, что приводит к увеличению выделения углекислого газа легкими. Нелетучие кислоты в свою очередь выводятся с мочой или потом.
В норме рН крови может изменяться лишь на короткое время. Естественно, что при поражении легких или почек функциональные возможности организма по поддержанию рН на должном уровне снижаются. В случае появления в крови большого количества кислых или основных ионов только буферные механизмы (без помощи систем выделения) не удержат рН на константной уровне. Это приводит к ацидозу или алкалозу. опубликовано
©Ольга Бутакова «Кислотно-щелочное равновесие - основа жизни»
История
Уравнения, связывающие pH и pOH
Вывод значения pH
В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода () и гидроксид-ионов () одинаковы и составляют 10 -7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды , которое равно · 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 кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания - наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда > говорят, что раствор является кислым , а при > - щелочным .
Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем - pH).
pOH
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина - показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :
как в любом водном растворе при 22 °C = 1,0 ×10 − 14 , очевидно, что при этой температуре:
Значения pH в растворах различной кислотности
- 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 = 10 -15 моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.
|
Так как при 25 °C (стандартных условиях) · = 10 -14 , то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.
Так как в кислых растворах > 10 -7 , то pH кислых растворов pH < 7, аналогично pH щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа 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.
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.
- 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.
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 кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
- Использование специального прибора - pH-метра - позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром 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 рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
- 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 реакции. 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
0.001 мол/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3
0.001 мол/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83
В этой статье мы отвечаем на вопросы что такое кислотность вина и как ее определяют. Что такое pH и зачем его знать потребителю. Что такое градус алкоголя.
Градус алкоголя
Одно из этих сокращенией очень простое — ABV означает английское «alcohol by volume», те. содержание алкоголя (в нашем случае — этанола) в объёме жидкости. Обычно измеряется в процентах. А в разговорной речи называется градусом. Например, выражение сорокаградусная водка означает, что в предложенном растворе содержится 40% — сорок объёмных процентов алкоголя.
Объемный процент или градус измеряется в количестве милилитров «чистого» этанола в объеме 100 мл при температуре 20 градусов Цельсия.
В двух словах понятно, что если на бутылке указано ABV 5.5%, как, например, на некоторых винах Москато д’Асти, то это слабогазированное и слабоалкогольное вино можно легонько потягивать весь вечер не опасаясь заполучить назавтра похмельный синдром. Как говорится, в кефире алкоголя больше(с)!
Кстати, именно поэтому Москато д’Асти и другое итальянское игристое, Проссеко, так популярны на голливудских вечеринках. Все весь вечер ходят с бокалом в руке, а пьяных нет. И домой можно самому за рулем уехать. Хотя судя по новостям, участников этих вечеринок последнее соображение не очень волнует.
Немного теории — что такое pH
На интуитивном уровне мы все примерно понимаем, что такое кислотность. Степень «кислости», если так можно сказать. В химии же этот термин — кислотность, лат. aciditas, англ. acidity — обозначает характеристику активности ионов водорода в растворах и жидкостях.
Различают истинную (активную) и общую (титруемую) кислотность. В водных растворах неорганические вещества, т.е. соли, кислоты и щелочи (растворенные), разделяются на составляющие их ионы.
При этом положительнозаряженные ионы водорода H+ являются носителями кислотных свойств, а отрицательно заряженные ионы OH− (их еще называют гидроксилами) – носителями щелочных свойств.
Сто лет назад химиками был введен специальный водородный показатель, который принято обозначать символами рН .
Немного математики
Не-нудники(c) и не-математики(c) могут пропустить этот абзац. А для оставшихся сообщим, что для водных растворов действует уравнение равновесия — произведение активности ионов H+ и OH- постоянно. В так называемых нормальных условиях, т.е. при температуре воды 22°C и нормальном давлении, оно равно 10 в минус 14-ой степени.
Датский биохимик Серенсен в 1909 году ввел в обращение водородный показатель рН, по определению равный десятичному логарифму активности водородных ионов, взятому с минусом:
рН = - lg (активность Н+)
В нейтральной среде, как мы только что сказали, активности ионов равны, т.е. произведение активности H+ на активность OH- равна квадрату активности H+. И равна 10 в минус 14-ой степени.
Значит, после деления 14 на 2, отрицательный десятичный логарифм будет равен 7. Это означает, что (при температуре 22 °C) кислотность чистой воды, то есть нейтральная кислотность, равна семи единицам: pH = 7.
Растворы и жидкости считаются кислыми, если их pH меньше 7 , и щелочными, если больше.
Обычно изделия пищевой промышленности, включая вино, имеют, как правило, кислую реакцию. Щелочную реакцию имеют химические разрыхлители теста (сода, карбонат аммония) и изделия, приготовленные с их применением, например печенье и пряники.
Три вида кислотности
Вернемся к вину. Термин»кислотность» — один из самых употребимых при анализе, описании и производстве вин. Практически кислотность — одна из самых главных характеристик и химии вина, и вкуса. В виноделии различают три вида кислотности:
- общую или титруемую
- активную или истинную — это и есть [водородный] показатель активности pH
- летучую кислотность
Титруемая кислотность
Титруемая или общая кислотность определяет содержание в соке или вине всех свободных кислот и их кислых солей в совокупности.
Величина её определяется количеством щелочи (например, едкого натра или калия), необходимой для нейтрализации этих кислот. То есть такое количество щелочи, которое надо добавить в вино, чтобы получить из него абсолютно нейтральный раствор (pH=7.0).
Измеряется общая кислотность в граммах на литр.
Активная кислотность
Активная или истинная кислотность pH . Математически — это отрицательный логарифм концентрации водородных ионов, как было сказано выше. Технически, это наиболее точная характеристика кислотности вина.
Она зависит от количества наиболее сильных кислот содержащихся в вине. Сильными называются кислоты, имеющие наибольшую константу (Кд) диссоциации [кислоты].
Пример типичных кислот упорядоченных по «силе», то есть по убыванию константы диссоциации (степени кислоты):
- Лимонная Кд = 8.4 10-4
- Янтарная Кд = 7.4 10-4
- Яблочная Кд = 3.95 10-4
- Молочная Кd = 1.4 10-4
От величины рН зависит количественное соотношение первичных и вторичных продуктов брожения, склонность вина к окислению, кристаллическим и биологическим помутнениям, подверженность дефектам и сопротивляемость болезням вина.
Примеры
Простое объяснение логарифмической зависимости. Раствор с рН = 3 в десять раз более кислый, чем раствор с рН = 4. Или, более практический пример, вино с pH = 3.2 на 25% кислее вина с pH = 3.3.
При необходимости исправить кислотность вина, виноделы добавляют смесь 1.9 г/л молочной кислоты и 2.27 г/л винной (диоксиянтарной или тартаровой) кислоты. Это позволяет уменьшить pH приблизительного на 0.1 (в диапазоне от 3 до 4).
А если, например, вино получилось с pH=3.7 и винодел хочет его довести до pH=3.5, он увеличит эту «дозу» в два раза.
Величина рН для некоторых продуктов
В таблице ниже указаны величины кислотности некоторых распространенных продуктов и чистой воды при разной температуре:
| Продукт | Кислотность, рН |
| Лимонный сок | 2,1 |
| Вино, приблизительно | 3,5 |
| Томатный сок | 4,1 |
| Апельсиновый сок | 4,2 |
| Черный кофе | 5,0 |
| Чистая вода при 100 °С | 6,13 |
| Чистая вода при 50 °С | 6,63 |
| Свежее молоко | 6,68 |
| Чистая вода при 22 °С | 7,0 |
| Чистая вода при 0° С | 7,48 |
Летучая кислотность
Летучая кислотность (volatile acidity или, сокращенно, VA) – это та часть кислот в вине, которую можно уловить носом.
В отличие от тех кислот, которые ощутимы на вкус (о чем мы говорили выше).
Летучая кислотность, или иными словами, скисание вина — один из распространенных дефектов. Основные виновники его — уксусная кислота (пахнет уксусом) и её эфир – этилацетат (пахнет лаком для ногтей).
Бактерии, ответственные за летучую кислотность, активно развиваются в условиях низкой кислотности и высокого содержания сахаров. В малых концентрациях летучая кислотность придает вину пикантность. А при превышении порога уксусно-лаковая составляющая забивает полезные ароматы и портит вкус вина.
Loading...