Водневий показник - рН - це міра активності (у разі розбавлених розчинів відображає концентрацію) іонів водню в розчині, що кількісно виражає його кислотність, обчислюється як негативний (взятий зі зворотним знаком) десятковий логарифм активності водневих іонів, що виражена в молях на літр.
pН = – lg
Це поняття було запроваджено 1909 року датським хіміком Серенсеном. Показник називається pH, за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni – сила водню, або pondus hydrogenii – вага водню.
Дещо менше поширення отримала зворотна pH величина – показник основності розчину, pOH, що дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації в розчині іонів OH:
рОН = - lg
У чистій воді при 25°C концентрації іонів водню () і гідроксид-іонів () однакові і становлять 10 -7 моль/л, це безпосередньо випливає з константи автопротолізу води К w , яку називають іонним добутком води:
К w = · =10 -14 [моль 2 / л 2] (при 25 ° C)
рН + рОН = 14
Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, то кажуть, що розчин має нейтральну реакцію. При додаванні до води кислоти концентрація іонів водню збільшується, а концентрація гідроксид-іонів відповідно зменшується, при додаванні основи навпаки підвищується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню падає. Коли кажуть, що розчин є кислим, а при лужним.
Визначення рН
Для визначення значення рН розчинів широко використовують кілька способів.
1) Водневий показник можна оцінювати приблизно за допомогою індикаторів, точно вимірювати pH-метром або визначати аналітично шляхом, проведенням кислотно-основного титрування.
Для грубої оцінки концентрації водневих іонів широко використовують кислотно-основні індикатори – органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. До найвідоміших індикаторів належать лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий (метилоранж) та інші. Індикатори здатні існувати у двох по-різному забарвлених формах – або кислотної, або основний. Зміна кольору кожного індикатора відбувається у своєму інтервалі кислотності, який зазвичай становить 1-2 одиниці (див. Таблиця 1, заняття 2).
Для розширення робочого інтервалу вимірювання pH використовують так званий універсальний індикатор, що є сумішшю з декількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір із червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислої області в лужну. Визначення pH індикаторним методом утруднено для каламутних або забарвлених розчинів.
2) Аналітичний об'ємний метод – кислотно-основне титрування – також дає точні результативизначення загальної кислотності розчинів Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додається до досліджуваного розчину. При їх змішуванні протікає хімічна реакція. Точка еквівалентності – момент, коли титранта точно вистачає, щоб повністю завершити реакцію – фіксується за допомогою індикатора. Далі, знаючи концентрацію та обсяг доданого розчину титранту, обчислюється загальна кислотність розчину.
Кислотність середовища має важливе значення для множини хімічних процесіві можливість протікання або результат тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища. Для підтримки певного значення pH у реакційній системі під час проведення лабораторних дослідженьабо на виробництві застосовують буферні розчини, які дозволяють зберігати практично постійне значення pH при розведенні або додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або луги.
Водневий показник pH широко використовується для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ (табл. 2).
Кислотність реакційного середовища особливе значення має біохімічних реакцій, які у живих системах. Концентрація в розчині іонів водню часто впливає на фізико-хімічні властивостіта біологічну активність білків та нуклеїнових кислоттому для нормального функціонуванняПідтримка організму кислотно-основного гомеостазу є завданням виняткової важливості. Динамічне підтримання оптимального pH біологічних рідиндосягається завдяки дії буферних систем.
3) Використання спеціального приладу– pH-метра – дозволяє вимірювати pH у ширшому діапазоні та точніше (до 0,01 одиниці pH), ніж за допомогою індикаторів, відрізняється зручністю та високою точністюдозволяє вимірювати pH непрозорих і кольорових розчинів і тому широко використовується.
За допомогою рН-метра вимірюють концентрацію іонів водню (pH) у розчинах, питній воді, харчовій продукції та сировині, об'єктах. довкіллята виробничих систем безперервного контролю технологічних процесів, У т. ч. в агресивних середовищах.
рН-метр незамінний для апаратного моніторингу pH розчинів поділу урану та плутонію, коли вимоги до коректності показань апаратури без її калібрування надзвичайно високі.
Прилад може використовуватись у лабораторіях стаціонарних та пересувних, у тому числі польових, а також клініко-діагностичних, судово-медичних, науково-дослідних, виробничих, у тому числі м'ясо-молочної та хлібопекарської промисловості.
Останнім часом pH-метри широко використовуються в акваріумних господарствах, контролю якості води в побутових умовах, землеробства (особливо в гідропоніці), а також – для контролю діагностики стану здоров'я.
Таблиця 2. Значення рН для деяких біологічних системта інших розчинів
Водневий показник, pH(Лат. pondus Hydrogenii- «Вага водню», вимовляється «Пе аш») - міра активності (у сильно розведених розчинах еквівалентна концентрації) іонів водню в розчині, яка кількісно виражає його кислотність. Рівний за модулем і протилежний за знаком десяткового логарифму активності водневих іонів, яка виражена в молях на один літр:
Історія водневого показника pH.
Концепція водневого показникавведено датським хіміком Серенсеном 1909 року. Показник називається pH (за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni- сила водню, або pondus hydrogeni- Вага водню). У хімії поєднанням pXзазвичай позначають величину, яка дорівнює lg X, а буквою Hу цьому випадку позначають концентрацію іонів водню ( H+), або, вірніше, термодинамічної активності гідроксоній-іонів.
Рівняння, що зв'язують pH та pOH.
Виведення значення pH.
У чистій воді при 25 °C концентрації іонів водню ([ H+]) та гідроксид-іонів ([ OH− ]) виявляються однаковими і дорівнюють 10 −7 моль/л, це чітко випливає з визначення іонного добутку води, що дорівнює [ H+] · [ OH− ] і дорівнює 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).
Якщо концентрації двох видів іонів у розчині виявляться однаковими, у такому разі говориться, що розчин нейтральна реакція. При додаванні кислоти до води концентрація іонів водню зростає, а концентрація гідроксид-іонів знижується, при додаванні основи - навпаки, збільшується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню зменшується. Коли [ H+] > [OH− ] говориться, що розчин виявляється кислим, а при [ OH − ] > [H+] - лужним.
Щоб було зручніше уявляти, для позбавлення від негативного показника ступеня замість концентрацій іонів водню використовують їх десятковий логарифм, який береться з протилежним знаком, що є водневим показником pH.
Показник основності розчину pOH.
Трохи меншу популяризацію має зворотна pHвеличина - показник основності розчину, pOH, яка дорівнює десятковому логарифму (негативному) концентрації в розчині іонів OH − :
як у будь-якому водному розчині при 25 °C, отже, при цій температурі:
Значення рН у розчинах різної кислотності.
- Врозріз із поширеною думкою, pHможе змінюватися крім інтервалу 0 - 14, також може виходити за ці межі. Наприклад, при концентрації іонів водню [ H+] = 10 −15 моль/л, pH= 15, при концентрації іонів гідроксиду 10 моль/л pOH = −1 .
Т.к. при 25 °C (стандартних умовах) [ H+] [OH − ] = 10 −14 , то ясно, що за такої температури pH + pOH = 14.
Т.к. в кислих розчинах [ H+] > 10 −7 , отже, у кислих розчинів pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pHнейтральних розчинів дорівнює 7. При більш високих температурахконстанта електролітичної дисоціації води збільшується, отже, збільшується іонний добуток води, тоді буде нейтральною pH= 7 (що відповідає одночасно збільшеним концентраціям як H+, так і OH−); зі зниженням температури, навпаки, нейтральна pHзбільшується.
Методи визначення значення pH.
Існує кілька методів визначення значення pHрозчинів. Водневий показник приблизно оцінюють за допомогою індикаторів, точно вимірювати за допомогою pH-метра чи визначати аналітичним шляхом, проводячи кислотно-основне титрування.
- Для грубої оцінки концентрації водневих іонів часто використовують кислотно-основні індикатори- Органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pHсередовища. Найпопулярніші індикатори: лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий (метилоранж) та ін. Індикатори можуть бути в 2х по-різному забарвлених формах - або кислотної, або в основний. Зміна кольору всіх індикаторів відбувається у своєму інтервалі кислотності, що часто становить 1-2 одиниці.
- Для збільшення робочого інтервалу виміру pHзастосовують універсальний індикаторякий є сумішшю з декількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір із червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислої області в лужну. Визначення pHіндикаторним методом утруднено для каламутних чи пофарбованих розчинів.
- Застосування спеціального приладу pH-метра - дає можливість вимірювати pHу ширшому діапазоні і точніше (до 0,01 одиниці pH), ніж з допомогою індикаторів. Іонометричний метод визначення pH ґрунтується на вимірюванні мілівольтметром-іонометром ЕРС гальванічного ланцюга, що включає скляний електрод, потенціал якого залежить від концентрації іонів H+в навколишньому розчині. Спосіб має високу точність і зручність, особливо після калібрування індикаторного електрода в обраному діапазоні рН, що дає вимірювати pHнепрозорих та кольорових розчинів і тому часто застосовується.
- Аналітичний об'ємний метод — кислотно-основне титрування- Також дає точні результати визначення кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додають до досліджуваного розчину. При їхньому змішуванні відбувається хімічна реакція. Точка еквівалентності - момент, коли титранта точно вистачає для повного завершення реакції - фіксується за допомогою індикатора. Після цього, якщо відома концентрація та обсяг доданого розчину титранту, визначається кислотність розчину.
- pH:
0,001 моль/Л HClпри 20 °C має pH=3, при 30 °C pH=3,
0,001 моль/Л NaOHпри 20 °C має pH=11,73, при 30 °C pH=10,83,
Вплив температури на значення pHпояснюють різною дисоціацією іонів водню (H+) і не є помилкою експерименту. Температурний ефект не можна компенсувати за рахунок електроніки pH-метра.
Роль pH в хімії та біології.
Кислотність середовища має важливе значення для більшості хімічних процесів, і можливість протікання або результат тієї чи іншої реакції часто залежить від pHсередовища. Для підтримки певного значення pHу реакційній системі під час проведення лабораторних досліджень чи виробництві застосовують буферні розчини, дозволяють зберігати майже постійне значення pHпри розведенні або при додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або луги.
Водневий показник pHчасто застосовують для характеристики кислотно-основних властивостей біологічних середовищ.
Для біохімічних реакцій сильне значення має кислотність реакційного середовища, які у живих системах. Концентрація в розчині іонів водню найчастіше впливає на фізико-хімічні властивості та біологічну активність білків та нуклеїнових кислот, тому для нормального функціонування організму підтримання кислотно-основного гомеостазу є завданням надзвичайної важливості. Динамічне підтримання оптимального pHбіологічних рідин досягається під впливом буферних систем організму.
У людському організміу різних органах водневий показник виявляється різним.
|
Деякі значення pH. |
|
|
Речовина |
|
|
Електроліт у свинцевих акумуляторах |
|
|
Лимонний сік (5% р-р лимоннийкислоти) |
|
|
Харчовий оцет |
|
|
Кока Кола |
|
|
Яблучний сік |
|
|
Шкіра здорової людини |
|
|
Кислотний дощ |
|
|
Чиста вода при 25 °C |
|
|
Мило (жирове) для рук |
|
|
Відбілювач (хлорне вапно) |
|
|
Концентровані розчини лугів |
|
Тканини живого організму дуже чутливі до коливань показника pH - за межами допустимого діапазону, відбувається денатурація білків: руйнуються клітини, ферменти втрачають здатність виконувати свої функції, можлива загибель організму
Що таке РН (водневий показник) та кислотно-лужна рівновага
Співвідношення кислоти та лугу в якомусь розчині називається кислотно-лужною рівновагою(КЩР), хоча фізіологи вважають, що правильніше називати це співвідношення кислотно-лужним станом.
КЩР характеризується спеціальним показником рН(Power Hydrogen - "сила водню"), який показує кількість водневих атомів у даному розчині. При рН рівному 7,0 говорять про нейтральне середовище.
Чим нижчий рівень рН - тим середовище кисліше (від 6,9 до О).
Лужне середовище має високий рівеньрН (від 7,1 до 14,0).
Тіло людини на 70% складається з води, тому вода - це одна з найважливіших її складових. Т елолюдини має певне кислотно-лужне співвідношення, що характеризується рН (водневим) показником.
Значення показника рН залежить від співвідношення між позитивно зарядженими іонами (що формують кисле середовище) і негативно зарядженими іонами (що формують лужне середовище).
Організм постійно прагне врівноважити це співвідношення, підтримуючи певний рівень рН. При порушеному балансі може виникнути безліч серйозних захворювань.
Дотримуйтесь правильного рН балансу для збереження міцного здоров'я
Організм здатний правильно засвоювати та накопичувати мінерали та поживні речовинилише за належного рівня кислотно-лужної рівноваги. Тканини живого організму дуже чутливі до коливань показника pH - поза допустимого діапазону, відбувається денатурація білків: руйнуються клітини, ферменти втрачають здатність виконувати свої функції, можлива загибель організму. Тому кислотно-лужний баланс в організмі жорстко регулюється.
Наш організм використовує соляну кислоту для розщеплення їжі. У процесі життєдіяльності організму потрібні як кислі, і лужні продуктирозпаду, причому перших утворюється більше, ніж других. Тому захисні системи організму, що забезпечують незмінність його КЩР, "налаштовані" насамперед на нейтралізацію та виведення насамперед кислих продуктіврозпаду.
Кров має слаболужну реакцію: pH артеріальної крові становить 7,4, а венозної – 7,35 (внаслідок надлишку С02).
Зрушення рН хоча б на 0,1 може призвести до тяжкої патології.
При зрушенні рН крові на 0,2 розвивається коматозний стан, на 0,3 – людина гине.
Організм має різний рівень PH
Слина – переважно лужна реакція (коливання рН 6,0 – 7,9)
Зазвичай кислотність змішаної слини людини дорівнює 6,8-7,4 рН, але при великій швидкості слиновиділення досягає 7,8 рН. Кислотність слини привушних залоздорівнює 5,81 pH, підщелепних - 6,39 pH. У дітей у середньому кислотність змішаної слини дорівнює 7,32 pH, у дорослих – 6,40 pH (Рімарчук Г.В. та ін.). Кислотно-лужна рівновага слини у свою чергу визначається аналогічною рівновагою в крові, яка живить слинні залози.
Травник - Нормальна кислотність у стравоході 6,0-7,0 рН.
Печінка - реакція міхурової жовчі близька до нейтральної (рН 6,5 - 6,8), реакція печінкової жовчі лужна (рН 7,3 - 8,2)
Шлунок – різко кисла (на висоті травлення рН 1,8 – 3,0)
Максимальна теоретично можлива кислотність у шлунку 0,86 рН, що відповідає кислотопродукції 160 ммоль/л. Мінімальна теоретично можлива кислотність у шлунку 8,3 рН, що відповідає кислотності насиченого розчину іонів HCO3-. Нормальна кислотність у просвіті тіла шлунка натщесерце 1,5–2,0 рН. Кислотність на поверхні епітеліального шару, перетвореного на просвіт шлунка 1,5–2,0 рН. Кислотність у глибині епітеліального шару шлунка близько 7,0 рН. Нормальна кислотність у антрумі шлунка 1,3–7,4 рН.
Поширена помилка, що основна проблема для людини – це підвищена кислотністьшлунку. Від неї печія та виразка.
Насправді, набагато більшу проблему становить знижена кислотність шлунка, яка зустрічається набагато частіше.
Головною причиною виникнення печії у 95% є не надлишок, а нестача соляної кислоти у шлунку.
Нестача соляної кислоти створює ідеальні умови для колонізації. кишечникарізними бактеріями, найпростішими та хробаками.
Підступність ситуації в тому, що знижена кислотність шлунка "поводиться тихо" і протікає непомітно для людини.
Ось перелік ознак, що дозволяють запідозрити зниження кислотності шлунка.
- Дискомфорт у шлунку після їжі.
- Нудота після прийому антибіотиків.
- Метеоризм у тонкому кишечнику.
- Послаблення випорожнень або запор.
- Неперетравлені частинки їжі у стільці.
- Сверблячка навколо ануса.
- Множинні харчові алергії.
- Дисбактеріоз чи кандидоз.
- Розширені кровоносні судинина щоках та носі.
- Вугри.
- Слабкі нігті, що розшаровуються.
- Анемії через погане всмоктування заліза.
Зрозуміло, точний діагноз зниженою кислотністювимагає визначення рН шлункового соку(для цього необхідно звернутися до гастроентеролога).
Коли кислотність підвищена – існує маса препаратів на її зниження.
У разі зниженої кислотності ефективних засобівдуже мало.
Як правило, використовуються препарати соляної кислоти або рослинні гіркоти, що стимулюють відділення шлункового соку (полин, лепеха, м'ята перцева, фенхель та ін.).
Підшлункова залоза - панкреатичний сік слаболужний (рН 7,5 - 8,0)
Тонкий кишечник – лужна реакція (рН 8,0)
Нормальна кислотність у цибулини дванадцятипалої кишки 5,6-7,9 рН. Кислотність у худій та здухвинний кишкахнейтральна або слаболужна і знаходиться в межах від 7 до 8 рН. Кислотність соку тонкої кишки 7,2-7,5 рН. При посиленні секреції сягає 8,6 рН. Кислотність секрету дуоденальних залоз – від рН від 7 до 8 рН.
Товстий кишечник - слабо- кисла реакція(5.8 – 6.5 pH)
Це слабко-кисле середовище, яке підтримується нормальною мікрофлорою, зокрема, біфідобактеріями, лактобактеріями та пропіонобактеріями за рахунок того, що вони нейтралізують лужні продукти метаболізму та виробляють свої кислі метаболіти – молочну кислоту та інші органічні кислоти. Продукуючи органічні кислоти та знижуючи рН кишкового вмісту, нормальна мікрофлорастворює умови, за яких патогенні та умовно-патогенні мікроорганізми не можуть розмножуватися. Саме тому стрептококи, стафілококи, клебсієли, клостридії гриби та інші “погані” бактерії становлять лише 1% від усієї мікрофлори кишечника здорової людини.
Сеча – переважно слабо-кисла реакція (рН 4,5-8)
При їжі з тваринними білками, що містять сірку і фосфор, переважно виділяється кисла сеча (рН менше 5); у кінцевій сечі присутня значна кількість неорганічних сульфатів та фосфатів. Якщо їжа в основному молочна або рослинна, сеча має тенденцію до залужування (рН більше 7). Ниркові канальці відіграють значну роль у підтримці кислотно-основної рівноваги. Кисла сеча виділятиметься при всіх станах, що призводять до метаболічного або дихального ацидозу, оскільки нирки компенсують зрушення кислотно-основного стану.
Шкіра – слабко-кисла реакція (рН 4- 6)
Якщо шкіра схильна до жирності, значення pH може наближатися до 5,5. А якщо шкіра дуже суха, рН може становити 4,4.
Бактерицидна властивість шкіри, що надає їй здатності протистояти мікробній інвазії, обумовлена кислою реакцією кератину, своєрідним хімічним складомшкірного сала та поту, наявністю на її поверхні захисної водноліпідної мантії з високою концентрацієюводневих іонів. Вхідні до її складу низькомолекулярні жирні кислоти, в першу чергу глікофосфоліпіди і вільні жирні кислоти, мають бактеріостатичним ефектом, селективним для патогенних мікроорганізмів.
Статеві органи
Нормальна кислотність піхви жінки коливається від 3,8 до 4,4 рН і в середньому становить 4,0-4,2 рН.
При народженні піхву дівчинки стерильно. Потім протягом декількох днів воно заселяється різноманітними бактеріями, в основному стафілококами, стрептококами, анаеробами (тобто бактеріями, для життя яких не потрібний кисень). До початку менструацій рівень кислотності (pH) піхви близький до нейтрального (7,0). Але в період статевого дозрівання стінки піхви товщають (під впливом естрогену - одного з жіночих статевих гормонів), рН знижується до 4,4 (тобто кислотність підвищується), що спричиняє зміни у вагінальній флорі.
Порожнина матки в нормі стерильна, і потраплянню до неї хвороботворних мікроорганізмів перешкоджають лактобактерії, що заселяють піхву та підтримують високу кислотність його середовища. Якщо з якихось причин кислотність піхви зсувається у бік лужної, чисельність лактобактерій різко падає, але в їх місці розвиваються інші мікроби, які можуть потрапити до матки і призвести до запалення, та був, і до проблем із вагітністю.
Сперма
Нормальний рівень кислотності сперми знаходиться у межах від 7,2 до 8,0 рН.Збільшення рівня рН сперми відбувається за інфекційному процесі. Різко лужна реакція сперми (кислотність приблизно 9,0-10,0 рН) свідчить про патологію передміхурової залози. При закупорці вивідних проток обох насіннєвих бульбашок відзначається кисла реакція сперми (кислотність 6,0-6,8 рН). Запліднююча здатність такої сперми знижена. У кислому середовищісперматозоїди втрачають рухливість і гинуть. Якщо кислотність насіннєвої рідини стає меншою за 6,0 рН, сперматозоїди повністю втрачають рухливість і гинуть.
Клітини та міжклітинна рідина
У клітинах організму рН має значення близько 7, у позаклітинній рідині – 7,4. Нервові закінчення, що знаходяться поза клітинами, дуже чутливі до зміни рН. При механічних або термічних ушкодженняхтканин стінки клітин руйнуються та їх вміст потрапляє на нервові закінчення. В результаті людина відчуває біль.
Скандинавський дослідник Олаф Ліндал зробив такий експеримент: за допомогою спеціального безигольного ін'єктора людині впорскували крізь шкіру дуже тонкий струмок розчину, який не пошкоджував клітини, але діяв на нервові закінчення. Було показано, що біль викликають саме катіони водню, причому із зменшенням рН розчину біль посилюється.
Аналогічно безпосередньо «діє на нерви» і розчин мурашиної кислоти, який комахи, що жалять, або кропива впорскують під шкіру. Різним значеннямрН тканин також пояснюється, чому при деяких запаленнях людина відчуває біль, а при деяких - ні.
Цікаво, що впорскування під шкіру чистої води дало особливо сильний біль. Пояснюється це дивне на перший погляд явище так: клітини при контакті з чистою водоюв результаті осмотичного тиску розриваються та їх вміст впливає на нервові закінчення.
Таблиця 1. Водневі показники для розчинів
|
Розчин |
РН |
|
HCl |
1,0 |
|
H 2 SO 4 |
1,2 |
|
H 2 C 2 O 4 |
1,3 |
|
NaHSO 4 |
1,4 |
|
Н 3 РВ 4 |
1,5 |
|
Шлунковий сік |
1,6 |
|
Винна кислота |
2,0 |
|
2,1 |
|
|
HNO 2 |
2,2 |
|
Лимонний сік |
2,3 |
|
Молочна кислота |
2,4 |
|
2,4 |
|
|
3,0 |
|
|
Сік грейпфруту |
3,2 |
|
СО 2 |
3,7 |
|
Яблучний сік |
3,8 |
|
H 2 S |
4,1 |
|
Сеча |
4,8-7,5 |
|
Чорна кава |
5,0 |
|
Слина |
7,4-8 |
|
Молоко |
6,7 |
|
Кров |
7,35-7,45 |
|
Жовч |
7,8-8,6 |
|
Вода океанів |
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 |
Особливо чутливі до зміни рН середовища ікра риб та мальки. Таблиця дозволяє зробити низку цікавих спостережень. Значення рН, наприклад, відразу показують порівняльну силу кислот та основ. Добре видно також сильну зміну нейтрального середовища в результаті гідролізу солей, утворених слабкими кислотами та основами, а також при дисоціації кислих солей.
рН сечі не є добрим показником загального рН тіла, і це не добрий показник загального здоров'я.
Іншими словами, незалежно від того, що ви їсте і за будь-якого рН сечі, ви можете бути абсолютно впевнений, що ваш рН артеріальної крові завжди буде близько 7,4.
При вживанні людиною, наприклад, кислих продуктів або тваринного білка, під впливом буферних систем рН зміщується в кислу сторону (стає менше 7), а при вживанні, наприклад, мінеральної водиабо рослинної їжі – у лужну (стає більше 7). Буферні системи утримують рН у допустимому для організму діапазоні.
До речі, лікарі стверджують, що усунення в кислотну сторону (той самий ацидоз) ми переносимо набагато легше, ніж усунення в лужну (алкалоз).
Змістити pH крові будь-яким зовнішнім впливомнеможливо.
ОСНОВНИМИ МЕХАНІЗМАМИ ПІДТРИМАННЯ РН КРОВІ Є:
1. Буферні системи крові (карбонатна, фосфатна, білкова, гемоглобінова)
Цей механізм діє дуже швидко (частки секунди) і тому відноситься до швидких механізмів регулювання стійкості внутрішнього середовища.
Бікарбонатний буфер кровідосить потужний та найбільш мобільний.
Одним із важливих буферів крові та інших рідин організму є бікарбонатна буферна система (HCO3/СO2): СO2 + H2O ⇄ HCO3- + Н+ Основна функція бікарбонатної буферної системи крові – нейтралізація іонів Н+. Ця буферна система відіграє важливу роль, оскільки концентрації обох буферних компонентів можна регулювати незалежно один від одного; [СO2] - шляхом дихання, - у печінці та в нирках. Таким чином це відкрита буферна система.
Буферна система гемоглобіну найпотужніша.
На її частку припадає понад половина буферної ємності крові. Буферні властивостігемоглобіну обумовлені співвідношенням відновленого гемоглобіну (ННЬ) та його калієвої солі(КНЬ).
Білки плазмизавдяки здатності амінокислот до іонізації виконують також буферну функцію (близько 7% буферної ємності крові). У кислому середовищі вони поводяться як основи, що зв'язують кислоти.
Фосфатна буферна система(Близько 5% буферної ємності крові) утворюється неорганічними фосфатами крові. Властивості кислоти виявляє одноосновний фосфат (NaH 2 P0 4), а основи - двоосновний фосфат (Na 2 HP0 4). Вони функціонують за таким же принципом, як і бікарбонати. Однак у зв'язку з низьким змістому крові фосфатів ємність цієї системи невелика.
2. Респіраторна (легенева) система регуляції.
Завдяки легкості, з якою легені регулюють концентрацію С02, ця система має значну буферну ємність. Видалення надлишкових кількостей СО 2 регенерація бікарбонатної і гемоглобінової буферних систем здійснюються легкими.
У спокої людина виділяє 230 мл Вуглекислий газза хвилину, або близько 15 тисяч ммоль на день. При видаленні вуглекислого газу з крові зникає приблизно еквівалентна кількість іонів водню. Тому дихання відіграє важливу роль у підтримці кислотно-лужної рівноваги. Так, якщо кислотність крові збільшується, підвищення вмісту іонів водню призводить до зростання легеневої вентиляції (гіпервентиляція), при цьому молекули вуглекислого газу виводяться у великій кількості і рН повертається до нормального рівня.
Збільшення вмісту основ супроводжується гіповентиляцією, в результаті чого зростає концентрація вуглекислого газу в крові і, відповідно, концентрація іонів водню, і зсув реакції крові в лужний бікчастково чи повністю компенсується.
Отже, система зовнішнього диханнядосить швидко (протягом кількох хвилин) здатна усунути або зменшити зрушення рН та запобігти розвитку ацидозу або алкалозу: збільшення вентиляції легень у 2 рази підвищує рН крові приблизно на 0,2; Зниження вентиляції на 25% може зменшити рН на 0,3-0,4.
3. Ниркова (видільна система)
Діє дуже повільно (10-12 год). Але цей механізм найпотужніший і здатний повністю відновити pH організму, видаливши сечу з лужними або кислими значеннями pH. Участь нирок у підтримці кислотно-основної рівноваги полягає у видаленні з організму іонів водню, реабсорбції бікарбонату з канальцевої рідини, синтезі бікарбонату при його нестачі та видаленні – при надлишку.
До головних механізмів зменшення або усунення зрушень КЩР крові, що реалізуються нефронами нирок, відносять ацидогенез, амоні-огенез, секрецію фосфатів і К+, Ка+-обмінний механізм.
Механізм регуляції рН крові в цілісному організмі полягає у спільній дії зовнішнього дихання, кровообігу, виділення та буферних систем. Так, якщо в результаті підвищеного утворення Н2С03 або інших кислот з'являтимуться надлишки аніонів, то вони спочатку нейтралізуються буферними системами. Паралельно інтенсифікується дихання та кровообіг, що призводить до збільшення виділення вуглекислого газу легенями. Нелеткі кислоти у свою чергу виводяться із сечею чи потім.
У нормі рН крові може змінюватися лише на короткий час. Природно, що при ураженні легенів або нирок функціональні можливості організму з рН на належному рівні знижуються. У разі появи у крові великої кількостікислих чи основних іонів лише буферні механізми (без допомоги систем виділення) не утримають рН на константному рівні. Це призводить до ацидозу чи алкалозу. опубліковано
©Ольга Бутакова «Кислотно-лужна рівновага – основа життя»
Історія
Рівняння, що зв'язують pH та pOH
Виведення значення pH
У чистій воді при 25 °C концентрації іонів водню () і гідроксид-іонів () однакові і складають 10 -7 моль/л, це безпосередньо випливає з визначення іонного добутку води, яке дорівнює і становить 10 -14 моль²/л² (при 25 °C).
Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, кажуть, що розчин має нейтральнуреакцію. При додаванні до води кислоти концентрація іонів водню збільшується, а концентрація гідроксид-іонів відповідно зменшується, при додаванні основи - навпаки, підвищується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню падає. Коли > кажуть, що розчин є кислим, а при > - лужним.
Для зручності уявлення, щоб позбутися від негативного показника ступеня, замість концентрацій іонів водню користуються їх десятковим логарифмом, взятим зі зворотним знаком, який є водневим показником - pH).
pOH
Дещо менше поширення набула зворотна pH величина - показник основності розчину, pOH, що дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації в розчині іонів OH − :
як у будь-якому водному розчині при 22 °C = 1,0 ×10 − 14 , очевидно, що при цій температурі:
Значення pH у розчинах різної кислотності
- Всупереч поширеній думці, pH може змінюватися не тільки в інтервалі від 0 до 14, а може виходити за ці межі. Наприклад, при концентрації іонів водню = 10 -15 моль/л pH = 15, при концентрації іонів гідроксиду 10 моль/л pOH = −1.
|
Оскільки за 25 °C (стандартних умов) · = 10 -14 , то зрозуміло, що за цієї температури pH + pOH = 14.
Так як в кислих розчинах > 10 -7 то pH кислих розчинів pH< 7, аналогично pH щелочных растворов pH >7, pH нейтральних розчинів дорівнює 7. При більш високих температурах константа дисоціації води підвищується, відповідно збільшується іонний добуток води, тому нейтральною виявляється pH< 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH -); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.
Методи визначення значення pH
Для визначення значення рН розчинів широко використовують кілька методик. Водневий показник можна оцінювати приблизно за допомогою індикаторів, точно вимірювати pH-метром або визначати аналітично шляхом, проведенням кислотно-основного титрування.
- Для грубої оцінки концентрації водневих іонів широко використовуються кислотно-основні індикатори – органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. До найбільш відомих індикаторів належать лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий (метилоранж) та інші. Індикатори здатні існувати у двох по-різному забарвлених формах - або кислотної, або основний. Зміна кольору кожного індикатора відбувається у своєму інтервалі кислотності, що зазвичай становить 1-2 одиниці.
Для розширення робочого інтервалу вимірювання pH використовують так званий універсальний індикатор, що є сумішшю з декількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір із червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислої області в лужну. Визначення pH індикаторним методом утруднено для каламутних або забарвлених розчинів.
- Використання спеціального приладу - pH-метра - дозволяє вимірювати pH в ширшому діапазоні і точніше (до 0,01 pH), ніж за допомогою індикаторів. Іонометричний метод визначення pH ґрунтується на вимірюванні мілівольтметром-іонометром ЕРС гальванічного ланцюга, що включає спеціальний скляний електрод, потенціал якого залежить від концентрації іонів H + в навколишньому розчині. Спосіб відрізняється зручністю та високою точністю, особливо після калібрування індикаторного електрода у вибраному діапазоні рН, дозволяє вимірювати pH непрозорих та кольорових розчинів і тому широко використовується.
- Аналітичний об'ємний метод – кислотно-основне титрування – також дає точні результати визначення кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додається до досліджуваного розчину. При їх змішуванні протікає хімічна реакція. Точка еквівалентності – момент, коли титранта точно вистачає, щоб повністю завершити реакцію, – фіксується за допомогою індикатора. Далі, знаючи концентрацію та обсяг доданого розчину титранту, обчислюється кислотність розчину.
- Вплив температури на значення pH
0.001 мол/Л HCl при 20 °C має pH=3, при 30 °C pH=3
0.001 мол/Л NaOH при 20 °C має pH=11.73, при 30 °C pH=10.83
У цій статті ми відповідаємо на питання, що таке кислотність вина і як її визначають. Що таке pH і навіщо знати його споживачеві. Що таке алкоголь.
Градус алкоголю
Одне з цих скорочень дуже просте - ABV означає англійське "alcohol by volume", ті. вміст алкоголю (у разі — етанолу) обсягом рідини. Зазвичай вимірюється у відсотках. А у розмовній мові називається градусом. Наприклад, вираз сорокаградусна горілка означає, що у запропонованому розчині міститься 40% – сорок об'ємних відсотків алкоголю.
Об'ємний відсоток або градус вимірюється в кількості мілілітрів чистого етанолу в обсязі 100 мл при температурі 20 градусів Цельсія.
У двох словах зрозуміло, що якщо на пляшці вказано ABV 5.5%, як, наприклад, на деяких винах Москато д’Асті, то це слабогазоване та слабоалкогольне вино можна легенько потягувати весь вечір, не побоюючись отримати назавтра. похмільний синдром. Як то кажуть, у кефірі алкоголю більше(с)!
До речі, саме тому Москато д'Асті та інше італійське ігристе, Проссеко, такі популярні на голлівудських вечірках. Весь вечір ходять з келихом у руці, а п'яних немає. І додому можна самому за кермом виїхати. Хоча, судячи з новин, учасників цих вечірок останнє міркування не дуже хвилює.
Трохи теорії - що таке pH
На інтуїтивному рівні ми всі розуміємо, що таке кислотність. Ступінь "кислості", якщо так можна сказати. У хімії цей термін — кислотність, лат. aciditas, анг. acidity - позначає характеристику активності іонів водню в розчинах та рідинах.
Розрізняють справжню (активну) і загальну (титрується) кислотність. У водних розчинах неорганічні речовини, тобто. солі, кислоти і луги (розчинені), поділяються на їх іони.
При цьому позитивно заряджені іони водню H+є носіями кислотних властивостей, а негативно заряджені іони OH−(їх ще називають гідроксил) - носіями лужних властивостей.
Сто років тому хіміками запроваджено спеціальний водневий показник, який прийнято позначати символами рН.
Трохи математики
Ненудники(c) та нематематики(c) можуть пропустити цей абзац. А для тих, хто залишився, повідомимо, що для водних розчинівдіє рівняння рівноваги - добуток активності іонів H + і OH - постійно. У про нормальних умов, тобто. при температурі води 22°C нормальному тиску, Воно дорівнює 10 мінус 14-го ступеня.
Датський біохімік Серенсен в 1909 році ввів в обіг водневий показник рН, за визначенням рівний десятковому логарифму активності водневих іонів, взятому з мінусом:
рН= - lg (активність Н+)
У нейтральному середовищі, як ми щойно сказали, активності іонів рівні, тобто. добуток активності H+ на активність OH- дорівнює квадрату активності H+. І дорівнює 10 мінус 14-го ступеня.
Отже, після поділу 14 на 2, негативний десятковий логарифм дорівнюватиме 7. Це означає, що (при температурі 22 °C) кислотність чистої води, тобто нейтральна кислотність, дорівнює семи одиницям: pH= 7.
Розчини та рідини вважаються кислими, якщо їх pHменше 7, і лужними, якщо більше.
Зазвичай вироби харчової промисловостівключаючи вино, мають, як правило, кислу реакцію. Лужну реакцію мають хімічні розпушувачі тіста (сода, карбонат амонію) та вироби, приготовані з їх застосуванням, наприклад печиво та пряники.
Три види кислотності
Повернемося до вина. Термін "кислотність" - один з найбільш уживаних при аналізі, описі та виробництві вин. Практично кислотність - одна з найголовніших характеристик і хімії вина та смаку. У виноробстві розрізняють три види кислотності:
- загальну або титрувану
- активну чи істинну - це і є [водневий] показник активності pH
- летючу кислотність
Титрована кислотність
Титрована або загальна кислотність визначає вміст у соку чи вині всіх вільних кислотта їх кислих солей у сукупності.
Величина її визначається кількістю лугу (наприклад, їдкого натру або калію), необхідної для нейтралізації цих кислот. Тобто таку кількість лугу, яку треба додати до вина, щоб отримати з нього абсолютно нейтральний розчин (pH=7.0).
Вимірюється загальна кислотність у грамах на літр.
Активна кислотність
Активна чи справжня кислотність pH . Математично це негативний логарифм концентрації водневих іонів, як було сказано вище. Технічно, це найточніша характеристика кислотності вина.
Вона залежить від кількості найбільш сильних кислот, що містяться у вині. Сильні називаються кислоти, що мають найбільшу константу (Кд) дисоціації [кислоти].
Приклад типових кислот упорядкованих за «силою», тобто за зменшенням константи дисоціації (ступеня кислоти):
- Лимонна Кд = 8.4 10-4
- Бурштиновий Кд = 7.4 10-4
- Яблучна Кд = 3.95 10-4
- Молочна Кd = 1.4 10-4
Від величини рН залежить кількісне співвідношення первинних і вторинних продуктів бродіння, схильність вина до окислення, кристалічним і біологічним помутнінням, схильність до дефектів і опірність хворобам вина.
Приклади
Просте пояснення логарифмічної залежності. Розчин з рН= 3 у десять разів кисліший, ніж розчин з рН= 4. Або, більш практичний приклад, вино з pH= 3.2 на 25% кисліше вина з pH= 3.3.
При необхідності виправити кислотність вина, винороби додають суміш 1.9 г/л молочної кислоти та 2.27 г/л винної (діоксіянтарної або тартарової) кислоти. Це дозволяє зменшити pHприблизно на 0.1 (в діапазоні від 3 до 4).
А якщо, наприклад, вино вийшло з pH = 3.7 і винороб хоче його довести до pH = 3.5, він збільшить цю дозу в два рази.
ВеличинарНдля деяких продуктів
У таблиці нижче вказані величини кислотності деяких поширених продуктів та чистої води за різної температури:
| Продукт | Кислотність, рН |
| Лимонний сік | 2,1 |
| Вино, приблизно | 3,5 |
| Томатний сік | 4,1 |
| Апельсиновий сік | 4,2 |
| Чорна кава | 5,0 |
| Чиста вода за 100 °С | 6,13 |
| Чиста вода за 50 °С | 6,63 |
| Свіже молоко | 6,68 |
| Чиста вода при 22 °С | 7,0 |
| Чиста вода при 0° | 7,48 |
Летуча кислотність
Летуча кислотність (volatile acidity або, скорочено, VA) – це та частина кислот у вині, яку можна вловити носом.
На відміну від тих кислот, які відчутні на смак (що ми говорили вище).
Летуча кислотність, або іншими словами, скиснення вина - один із найпоширеніших дефектів. Основні винуватці його оцтова кислота(пахне оцтом) та її ефір – етилацетат (пахне лаком для нігтів).
Бактерії, відповідальні за летку кислотність, активно розвиваються в умовах низької кислотності та високого змістуцукрів. У малих концентраціях летюча кислотність надає вину пікантності. А при перевищенні порога оцтово-лакова складова забиває корисні аромати та псує смак вина.
Loading...