家血管腫

水の酸性度は1mol lを意味します。水素値（pH）

水素値 (PH)。水溶液の最も重要な特性の 1 つはその酸性度 (またはアルカリ性) であり、これは H + および OH – イオンの濃度によって決まります ( cm。電離。電解質）。水溶液中のこれらのイオンの濃度は、単純な関係によって関係付けられます = に w ; (角括弧は通常、mol/l の単位で濃度を示します)。 Kw の量は水のイオン積と呼ばれ、特定の温度では一定です。したがって、0 ℃では 0.11 H 10 –14、20 ℃では 0.69 H 10 –14、100 ℃では 55.0 H 10 –14 に相当します。最もよく使われる意味は、 K w 25℃、1.00H 10 –14 に等しい。溶存気体さえ含まない完全に純粋な水では、H + イオンと OH – イオンの濃度は等しくなります (溶液は中性です)。他の場合には、これらの濃度は一致しません。酸性溶液では H + イオンが優勢であり、アルカリ性溶液では OH – イオンが優勢です。しかし、どのような水溶液でもそれらの積は一定です。したがって、これらのイオンの一方の濃度を増加させると、もう一方のイオンの濃度も同じ量だけ減少します。したがって、弱酸溶液では = 10 –5 mol/l、= 10 –9 mol/l となり、それらの積は依然として 10 –14 に等しくなります。同様に、アルカリ溶液では = 3.7H 10 –3 mol/l = 10 –14 /3.7H 10 –3 = 2.7H 10 –11 mol/l となります。

上記のことから、溶液の酸性度は、溶液中の水素イオンのみの濃度を示すことによって明確に表現できることがわかります。たとえば、純水中 = 10 –7 mol/l。実際には、そのような数値を扱うのは不便です。さらに、溶液中の H + イオンの濃度は、約 10 ～ 15 mol/l (強アルカリ溶液) から 10 mol/l (濃塩酸) まで、何百兆倍も異なる可能性があり、これはどの図にも表すことができません。グラフ。したがって、溶液中の水素イオンの濃度については、10 の指数を反対の符号で表すべきであることが長い間合意されてきました。これを行うには、濃度を乗数なしの 10 倍で表す必要があります (例: 3.7H 10 –3 = 10 –2.43)。 (特に濃縮溶液の場合、より正確な計算を行うには、イオン濃度の代わりにその活性が使用されます。) この指数は水素指数と呼ばれ、水素の指定とドイツ語のポテンツ (数学的度数) から pH と略されます。したがって、定義により、pH = –log[H + ]; この値は、-1 ～ 15 (より多くの場合は 0 ～ 14) の小さな制限内で変化します。この場合、H + イオン濃度の 10 倍の変化は、pH の 1 単位の変化に相当します。 pH の指定は、1909 年にデンマークの物理化学者および生化学者 S.P.L. ソーレンセンによって科学的に使用され、当時彼はビール麦芽の発酵中に起こるプロセスと培地の酸性度への依存性を研究していました。

室温で中性溶液では pH = 7、酸性溶液では pH = 7< 7, а в щелочных рН >7. 水溶液のおおよその pH 値は、指示薬を使用して決定できます。たとえば、pH のメチルオレンジ< 3,1 имеет красный цвет, а при рН >4.4 – 黄色。 pHのリトマス試験紙< 6,1 красный, а при рН >8 – 青など特別な装置である pH メーターを使用すると、より正確に (分数の 100 分の 1 まで) pH 値を測定できます。このような装置は、溶液に浸された特別な電極の電位を測定します。この電位は溶液中の水素イオンの濃度に依存し、高精度で測定できます。

さまざまな酸、塩基、塩（濃度0.1 mol/l）の溶液、およびいくつかの混合物や自然物のpH値を比較するのは興味深いです。アスタリスクの付いた難溶性化合物については、飽和溶液の pH が示されています。

表 1. 溶液の水素インジケーター
解決	RN
塩酸	1,0
H2SO4	1,2
H2C2O4	1,3
NaHSO4	1,4
N3PO4	1,5
胃液	1,6
ワイン酸	2,0
レモン酸	2,1
HNO2	2,2
レモン汁	2,3
乳酸	2,4
サリチル酸	2,4
食卓酢	3,0
グレープフルーツジュース	3,2
CO2	3,7
リンゴジュース	3,8
H2S	4,1
尿	4,8–7,5
ブラックコーヒー	5,0
唾液	7,4–8
牛乳	6,7
血	7,35–7,45
胆汁	7,8–8,6
海水	7,9–8,4
Fe(OH)2	9,5
MgO	10,0
Mg(OH)2	10,5
Na2CO3	11
Ca(OH)2	11,5
NaOH	13,0

この表により、多くの興味深い観察が可能になります。たとえば、pH 値は、酸と塩基の相対的な強さを即座に示します。弱酸と塩基によって形成された塩の加水分解の結果として、また酸性塩の解離中に中性環境に大きな変化が生じることも、はっきりと目に見えます。

天然水は常に酸性反応（pH< 7) из-за того, что в ней растворен углекислый газ; при его реакции с водой образуется кислота: СО 2 + Н 2 О « Н + + НСО 3 2– . Если насытить воду углекислым газом при атмосферном давлении, рН полученной «газировки» будет равен 3,7; такую кислотность имеет примерно 0,0007%-ный раствор соляной кислоты – желудочный сок намного кислее! Но даже если повысить давление CO 2 над раствором до 20 атм, значение pH не опускается ниже 3,3. Это значит, что газированную воду (в умеренных количествах, конечно) можно пить без вреда для здоровья, даже если она насыщена углекислым газом.

特定の pH 値は、生物の生命にとって非常に重要です。それらにおける生化学的プロセスは、厳密に指定された酸性度で発生する必要があります。生物学的触媒 - 酵素は特定の pH 制限内でのみ機能し、これらの制限を超えると活性が急激に低下する可能性があります。たとえば、タンパク質の加水分解を触媒し、胃内でタンパク質食品の消化を促進する酵素ペプシンの活性は、pH 値が約 2 のときに最大になります。したがって、正常な消化のためには、胃液がpH 値はかなり低く、通常は 1.53 ～ 1.67 です。胃潰瘍の場合、pH は平均 1.48 まで低下し、十二指腸潰瘍の場合は 105 に達することもあります。胃液の正確な pH 値は、胃内検査 (pH プローブ) によって決定されます。人の酸性度が低い場合、医師は食事と一緒に塩酸の弱溶液を摂取することを処方することがあります。また、酸性度が高い場合は、水酸化マグネシウムや水酸化アルミニウムなどの制酸剤を服用するように指示することがあります。興味深いことに、レモン汁を飲むと胃液の酸性度が低下します。実際、クエン酸溶液は胃液に含まれる強力な塩酸を薄めるだけです。

体の細胞では pH は約 7、細胞外液では 7.4 です。細胞の外側にある神経終末は、pH の変化に非常に敏感です。組織に機械的または熱的損傷が生じると、細胞壁が破壊され、その内容物が神経終末に到達します。その結果、人は痛みを感じます。スカンジナビアの研究者オラフ・リンダールは、次の実験を行った。特殊な針のない注射器を使用して、非常に細い溶液の流れが人の皮膚に注入された。これは細胞にはダメージを与えず、神経終末に作用した。痛みを引き起こすのは水素陽イオンであり、溶液のpHが低下するにつれて痛みが増すことがわかっています。同様に、昆虫やイラクサを刺して皮下に注入されるギ酸溶液は、直接「神経に作用」します。組織の異なるpH値は、ある炎症では人が痛みを感じ、他の炎症では痛みを感じない理由も説明します。

興味深いことに、皮膚の下にきれいな水を注入すると、特に激しい痛みが生じました。一見奇妙に見えるこの現象は、次のように説明されます。浸透圧の結果、細胞がきれいな水と接触すると、細胞は破裂し、その内容物が神経終末に影響を与えます。

血液の pH 値は非常に狭い範囲内に保たれなければなりません。わずかな酸性化（アシドーシス）またはアルカリ化（アルカローシス）でも、生物の死につながる可能性があります。アシドーシスは、気管支炎、循環不全、肺腫瘍、肺炎、糖尿病、発熱、腎臓および腸の損傷などの疾患で観察されます。アルコロシスは、肺の過換気（または純酸素の吸入）、貧血、二酸化炭素中毒、ヒステリー、脳腫瘍、重曹やアルカリ性ミネラルウォーターの過剰摂取、利尿薬の服用などにより観察されます。興味深いことに、動脈血の pH は通常 7.37 ～ 7.45、静脈血の pH は 7.34 ～ 7.43 の範囲にあるはずです。さまざまな微生物も環境の酸性度に非常に敏感です。したがって、病原性微生物は弱アルカリ性の環境では急速に増殖しますが、酸性の環境には耐えることができません。したがって、製品の保存（酸洗い、塩漬け）には、原則として、酢や食用酸を加えた酸性溶液が使用されます。 pH を正しく選択することは、化学技術プロセスにとっても非常に重要です。

所望の pH 値を維持し、条件が変化したときにそれが一方向または別の方向に著しく逸脱するのを防ぐには、いわゆる緩衝液（英語の buff - ショックを和らげる）溶液を使用することで可能です。このような溶液は、多くの場合、弱酸とその塩、または弱塩基とその塩の混合物です。このような溶液は、一定の制限（緩衝能と呼ばれる）内で、その pH を変化させようとする試みに「抵抗」します。たとえば、酢酸と酢酸ナトリウムの混合物をわずかに酸性にしようとすると、酢酸イオンが過剰な H + イオンと結合してわずかに解離した酢酸となり、溶液の pH はほとんど変化しません（酢酸イオンが多く存在します）。酢酸ナトリウムの完全な解離の結果として形成されるため、緩衝液中では使用できません。一方、このような溶液に少量のアルカリを導入すると、pH値を維持しながら過剰なOH – イオンが酢酸によって中和されます。他の緩衝液も同様に作用し、それぞれ特定の pH 値を維持します。リン酸の酸性塩やシュウ酸、酒石酸、クエン酸、フタル酸などの弱有機酸の溶液にも緩衝効果があり、緩衝液の具体的な pH 値は緩衝成分の濃度によって異なります。したがって、酢酸緩衝液を使用すると、溶液の pH を 3.8 ～ 6.3 の範囲に維持できます。リン酸塩（KH 2 PO 4 と Na 2 HPO 4 の混合物） - 4.8 ～ 7.0 の範囲、ホウ酸塩（Na 2 B 4 O 7 と NaOH の混合物） - 9.2 ～ 11 の範囲など。

多くの天然液体には緩衝作用があります。一例は海水であり、その緩衝特性は主に溶解した二酸化炭素と重炭酸イオン HCO 3 - によるものです。後者の発生源は、CO 2 に加えて、海洋の貝殻、チョーク、石灰岩の堆積物の形で大量の炭酸カルシウムです。興味深いことに、大気への酸素の主な供給者の 1 つであるプランクトンの光合成活動は、環境の pH の上昇につながります。これは、ルシャトリエの原理に従って、溶存二酸化炭素を吸収する際の平衡状態の変化の結果として起こります: 2H + + CO 3 2 – “ H + + HCO 3 – “ H 2 CO 3 “ H 2 O + CO 2。光合成中に CO 2 + H 2 O + hv ® 1/n(CH 2 O) n + O 2 が溶液から除去されると、平衡は右にシフトし、環境はよりアルカリ性になります。体の細胞では、炭酸脱水酵素によって CO 2 の水和が触媒されます。

細胞液や血液も天然の緩衝液の例です。したがって、血液には約 0.025 mol/l の二酸化炭素が含まれており、男性の二酸化炭素含有量は女性より約 5% 高くなります。血液中の重炭酸イオンの濃度はほぼ同じです（男性の方が多くなります）。

土壌を検査する場合、pH は最も重要な特性の 1 つです。さまざまな土壌の pH は 4.5 ～ 10 です。特に pH 値は、土壌の栄養素含有量や、特定の土壌でどの植物が正常に生育できるかを判断するために使用できます。たとえば、土壌の pH が 6.0 を下回ると、豆、レタス、カシスの成長が妨げられます。キャベツ - 5.4未満。リンゴの木 - 5.0未満。ジャガイモ - 4.9未満。酸性土壌は、植物に必要な金属陽イオンを保持する能力が低いため、一般に栄養価が低くなります。たとえば、土壌に侵入した水素イオンは、結合した Ca 2+ イオンを土壌から追い出します。また、粘土質（アルミノケイ酸塩）の岩石から高濃度に放出されるアルミニウムイオンは農作物に有毒です。

酸性土壌を脱酸素するには、石灰が使用され、過剰な酸と徐々に結合する物質が追加されます。そのような物質は、チョーク、石灰岩、ドロマイト、石灰、冶金工場からのスラグなどの天然鉱物である可能性があります。適用される脱酸素剤の量は土壌の緩衝能力によって異なります。たとえば、石灰を施した粘土質土壌には、砂質土壌よりも多くの脱酸素物質が必要です。

非常に重要なのは、雨水の pH 測定です。雨水には硫酸と硝酸が含まれているため、非常に酸性になる可能性があります。これらの酸は、多くの産業、輸送機関、ボイラーハウス、火力発電所からの廃棄物とともに排出される窒素酸化物と硫黄 (IV) 酸化物から大気中で生成されます。低い pH 値 (5.6 未満) の酸性雨は、植生と水域の生きた世界を破壊することが知られています。したがって、雨水のpHは常に監視されています。

イリヤ・レンソン

水は弱電解質です。方程式に従って弱く解離します

25 °C では、1 リットルの水中で 10-7 mol の H2O がイオンに分解します。 H+ イオンと OH- イオンの濃度 (mol/l) は次のようになります。

純水は中性反応を示します。酸を加えると、H+ イオンの濃度が増加します。 > 10-7 mol/l; OH- イオンの濃度が減少します。 10-7 mol/l 未満。アルカリを添加すると、OH- イオンの濃度が増加します: > 10-7 mol/l、つまり 10-7 mol/l 未満になります。

実際には、溶液の酸性またはアルカリ性を表すには、濃度の代わりに、その負の十進対数が使用されます。これは pH 値と呼ばれます。

中性の水では、pH = 7。pH 値と、対応する H+ イオンおよび OH- イオンの濃度を表に示します。 4.

緩衝液

多くの分析反応は厳密に定義された pH 値で実行され、反応全体を通じてこの値を維持する必要があります。一部の反応中、H+ イオンの結合または放出の結果として pH が変化することがあります。一定の pH 値を維持するには、緩衝液が使用されます。

緩衝液は、ほとんどの場合、弱酸とこれらの酸の塩の混合物、または弱塩基と同じ塩基の塩の混合物です。たとえば、酢酸 CH3COOH と酢酸ナトリウム CH3COONa からなる酢酸緩衝液に HCl などの強酸を一定量添加すると、酢酸イオンと反応してわずかに解離した CH3COOH が形成されます。

したがって、溶液に添加された H+ イオンは自由なままではなく、CH3COO- イオンによって結合されるため、溶液の pH はほとんど変化しません。アルカリ溶液を酢酸緩衝溶液に添加すると、OH- イオンは非解離の酢酸 CH3COOH 分子に結合します。

したがって、この場合の溶液のpHもほとんど変化しません。

緩衝液は、一定の限界まで緩衝効果を保持します。一定のバッファ容量があります。溶液中に、溶液の緩衝能力が許容するよりも多くの H+ または OH- イオンが存在する場合、緩衝されていない溶液の場合と同様に、pH が大幅に変化します。

通常、アッセイ手順では、特定のアッセイにどの緩衝液を使用するか、およびその緩衝液をどのように調製するかを指定します。正確なpH値の緩衝液混合物は、500mlの溶液を調製するためにアンプルで製造されます。

pH = 1.00。成分: グリコール (アミノ酢酸 NH2CH2COOH) 0.084 g、塩化ナトリウム NaCl 0.066 g、および塩酸 HCl 2.228 g。

pH = 2.00。組成: 3.215 g クエン酸 C6H8O7-H2O、1.224 g 水酸化ナトリウム NaOH および 1.265 g 塩酸 HCl。

pH = 3.00。組成: 4.235 g クエン酸 C6H8O7-H2O、1.612 g 水酸化ナトリウム NaOH および 1.088 g 塩酸 HCl。

pH = 4.00。組成: 5.884 g クエン酸 C6H8O7-H2O、2.240 g 水酸化ナトリウム NaOH および 0.802 g 塩酸 HCl。

pH = 5.00。組成: 10.128 g クエン酸 C6H8O7-H2O および 3.920 g 水酸化ナトリウム NaOH。

pH = 6.00。組成: 6.263 g クエン酸 C6H8O7-H2O および 3.160 g 水酸化ナトリウム NaOH。

pH = 7.00。組成：１．７６１ｇのリン酸二水素カリウムＫＨ２ＰＯ４および３．６３２５ｇのリン酸水素ナトリウムＮａ２ＨＰＯ４・２Ｈ２Ｏ。

pH = 8.00。組成：３．４６４ｇのホウ酸Ｈ３ＢＯ３、１．１１７ｇの水酸化ナトリウムＮａＯＨおよび０．８０５ｇの塩酸ＨＣｌ。

pH = 9.00。組成: 1.546 g のホウ酸 H3BO3、1.864 g の塩化カリウム、KCl、および 0.426 g の水酸化ナトリウム NaOH。

pH = 10.00。組成: 1.546 gのホウ酸H3BO3、1.864 gの塩化カリウムKClおよび0.878 gの水酸化ナトリウムNaOH。

pH = 11.00。組成：２．２２５ｇのリン酸水素ナトリウムＮａ２ＨＰＯ４・２Ｈ２Ｏおよび０．０６８ｇの水酸化ナトリウムＮａＯＨ。

pH = 12.00。組成：２．２２５ｇのリン酸水素ナトリウムＮａ２ＨＰＯ４・２Ｈ２Ｏおよび０．４４６ｇの水酸化ナトリウムＮａＯＨ。

pH = 13.00。組成: 1.864 g の塩化カリウム KCl および 0.942 g の水酸化ナトリウム NaOH。

公称 pH 値からの偏差は、pH 1 ～ 10 の溶液では ±0.02、pH 11 ～ 13 では ±0.05 に達します。この精度は、実際の作業には十分です。

pHメーターを設定するには、正確なpH値を持つ標準緩衝液が使用されます。

1. pH=4.62の酢酸緩衝液:１リットルの溶液中に６．００５ｇの酢酸ＣＨ３ＣＯＯＨおよび８．２０４ｇの酢酸ナトリウムＣＨ３ＣＯＯＮａ。

2. pH=6.88のリン酸緩衝液:１リットルの溶液中に４．４５０ｇのリン酸水素ナトリウムＮａ２ＨＰＯ４・２Ｈ２Ｏおよび３．４００ｇのリン酸二水素カリウムＫＨ２ＰＯ４。

3. pH=9.22のホウ酸塩緩衝液: 1リットルの溶液中に3.81 gの四ホウ酸ナトリウムNa2B4O7-10H2O。

4. pH=11.00のリン酸緩衝液:１リットルの溶液中に４．４５０ｇのリン酸水素ナトリウムＮａ２ＨＰＯ４・２Ｈ２Ｏおよび０．１３６ｇの水酸化ナトリウムＮａＯＨ。

農薬および生化学分析用の緩衝液を、0.1間隔で1.1から12.9のpH値で調製するには、7つの基本ストック溶液が使用されます。

解決策 1.リン酸水素ナトリウム Na2HPO4・2H2O 11.866 g を水に溶解し、メスフラスコ中で水で 1 リットルに希釈します (溶液濃度 1/15 M)。

解決策 2.メスフラスコ内の 1 リットルの水に 9.073 リン酸二水素カリウム KH2PO4 を溶解します (濃度 1/15 M)。

解決策 3. 7.507 g のグリコール (アミノ酢酸) NH2CH2COOH と 5.84 g の塩化ナトリウム NaCl をメスフラスコ内の 1 リットルの水に溶解します。この溶液から 0.1 N と混合します。 pH 1.1 ～ 3.5 の緩衝液は HCl 溶液で調製されます。 0.1Nで混合。 NaOH 溶液は、pH 8.6 ～ 12.9 の溶液を調製するために使用されます。

解決策 4. 21.014 g のクエン酸 C6H8O7-H2O を水に溶解し、その溶液に 200 ml の 1 N を加えます。 NaOH 溶液を加え、メスフラスコ中で水で 1 リットルに希釈します。この溶液を0.1Nと混合することにより、 pH 1.1 ～ 4.9 の緩衝液は、HCl 溶液を使用して調製されます。 0.1Nで混合。 NaOH 溶液を使用して、pH 5.0 ～ 6.6 の緩衝液を調製します。

解決策 5. 12.367 g のホウ酸 H3BO3 を水に溶解し、100 ml の 1 N を加えます。 NaOH 溶液を加え、メスフラスコに水で 1 リットルまで希釈します。この溶液を0.1Nと混合することにより、 pH 7.8 ～ 8.9 の緩衝液は、HCl 溶液を使用して調製されます。 0.1Nで混合。 NaOH 溶液を使用して、pH 9.3 ～ 11.0 の緩衝液を調製します。

解決策 6.正確に0.1Nを用意してください。塩酸溶液;

解決策 7.正確に0.1Nを用意してください。 NaOH溶液; 溶液を調製するには、蒸留水を 2 時間沸騰させて CO2 を除去します。保管中、溶液は塩化カルシウムチューブで空気からの CO2 の侵入から保護されます。

一部の溶液では保存中にカビが発生するため、これを防ぐために、保存剤としてチモールを溶液に数滴加えます。必要な pH の緩衝液を調製するには、指定された溶液を特定の比率で混合します (表 5)。体積は、容量 100.0 ml のビュレットを使用して測定されます。表中の緩衝液のすべての pH 値は、20 °C の温度で示されています。

初期溶液の調製には化学グレードの試薬が使用されます。リン酸水素ナトリウム Na2HPO4・2H2O を 2 回予備結晶化します。 2 回目の再結晶中、溶液温度は 90 °C を超えてはなりません。得られた調製物をわずかに湿らせ、36 °C のサーモスタット内で 2 日間乾燥させます。リン酸二水素カリウム KH2PO4 も 2 回再結晶され、110 ～ 120 °C で乾燥されます。塩化ナトリウム NaCl を 2 回再結晶し、120 °C で乾燥します。クエン酸 C6H8O7-H2O は 2 回再結晶されます。 2 回目の再結晶中、溶液温度は 60 °C を超えてはなりません。ホウ酸 H3BO3 は沸騰水から 2 回再結晶され、80 °C を超えない温度で乾燥されます。

pH 値は緩衝液の温度の影響を受けます。テーブル内図 6 は、標準緩衝液の温度に応じた pH の偏差を示しています。

錯滴定中に分析溶液に所定の pH をもたらすには、次の組成の緩衝液が使用されます。

pH = 1。塩酸、0.1 N。解決。

pH = 2。グリコール NH2-CH2-COOH とその塩酸塩 NH2-CH2-COOH-HCl の混合物。固体グリコール（０．２〜０．３ｇ）を１００ｍｌの塩酸塩溶液に添加する。

pH = 4～6.5。アセテート混合物 1N。酢酸ナトリウム溶液および１Ｎ。酢酸溶液。溶液は使用前に等量混合されます。

pH = 5。２７．２２ｇの結晶性酢酸ナトリウムの溶液と６０ｍｌの１Ｎの混合物。ＨＣｌ溶液を水で１リットルに希釈する。

pH = 5.5。アセテート混合物。酢酸ナトリウム540gを水に溶かし1リットルに希釈します。得られた溶液に1N 500mlを加えます。酢酸溶液。

pH = 6.5〜8。トリエタノールアミンおよびその塩酸塩。使用前に、トリエタノールアミン N(C2H4OH)3 の 1 M 溶液と HCl の 1 M 溶液を等量混合します。

pH = 8.5 ～ 9.0。アンモニアと酢酸の混合物。氷酢酸 300 ml を濃アンモニア 500 ml に加え、水で 1 リットルに希釈します。

pH = 9。ホウ酸塩混合物。 0.3 M ホウ酸溶液 100 ml を 0.5 N ホウ酸溶液 45 ml と混合します。苛性ソーダ溶液。

pH = 8-11。アンモニアは塩化アンモニウムです。１Ｎを混合する。 NH4OH 溶液と 1 N。使用前に等量のNH4Cl溶液。

pH = 10。濃アンモニア溶液 570 ml に塩化アンモニウム 70 g を加え、水で 1 リットルに希釈します。

pH = 11-13。苛性ソーダ、0.1N。解決。

水の総硬度を複素数測定で測定する場合、指示薬 (エリオクロムブラック T) と一緒に調製された灰褐色の緩衝剤錠剤が使用されます。水サンプル（100 ml）に、硫化ナトリウム溶液（重金属をマスクするため）を数滴、緩衝剤錠剤 2 個と濃アンモニア 1 ml を加えるだけで十分です。錠剤が溶けると、溶液は赤くなります。 0.02 M EDTA 溶液で安定した緑色になるまで滴定します。 0.02 M EDTA 溶液 1 ml は、0.02 eq/l の水硬度に相当します。東ドイツで生産されています。

pH測定

溶液のpHを測定するには、特別な試薬、指示薬、およびデバイス、pHメーター（pHの電気測定）が使用されます。

pHのインジケーター測定。分析の実践では、ほとんどの場合、溶液の pH は反応性指示薬紙を使用しておおよそ測定されます (pH 単位は 0.5 ～ 2.0 単位の範囲)。ユニバーサルインジケーターペーパーを使用すると、より正確に pH を測定できます (0.2 ～ 0.3 pH 単位の範囲)。テーブル内図 7 および 8 は、反応性インジケーター紙とユニバーサルインジケーター紙に関するデータを示しています。

ユニバーサルインジケーターペーパーの色の推移を表に示します。得られた中間色を付属の比較スケールと比較し、そこから試験溶液のpH値を求めます。指示薬紙は、塩濃度が低く、強力な酸化剤が存在しない水溶液の pH を測定するために使用できます。 pH 範囲 1.0 ～ 11.0 または 0 ～ 12 のユニバーサル指示紙を使用して pH を測定した後、より狭い pH 範囲のリファン紙を使用して結果を明確にします。

電気的 pH 測定。この方法は、実際には測定が不可能な着色溶液の pH 測定に役立ちます。測定には、通常は水素電極の代わりに使用されるガラス電極を備えた pH メーターが使用されます。非常にまれに、アンチモンまたはキンヒドロン電極がこの目的に使用されます。

ガラス電極は、重金属、酸化剤、還元剤を含む溶液、コロイド溶液やエマルジョンの pH を測定するために使用されます。ガラス電極による pH の測定は、起電力の変化に基づいています。水素イオンに対して可逆的な元素。

酸性溶液と接触したガラス表面の電位は、溶液の pH に依存します。ガラスのこの特性は、ガラス電極、つまり pH 指示薬に利用されています。ガラス電極は通常、試験管の形状をしており、その底部は薄壁のガラス板の形状、または壁厚が 0.01 mm 以下のボールの形状で作られています。既知の pH を持つ緩衝液をガラス電極に注ぎ、試験溶液の中に入れます。

カロメル電極を参照電極として使用します。この電極は、底部に水銀が入った容器で、白金線で回路に接続されています。水銀の上には KCl 結晶を含むカロメルペーストがあり、その上には KCl とカロメル (Hg2Cl2) の飽和溶液があります。電極と試験溶液との接触は、細いアスベスト繊維を通して起こります。カロメル参照電極は、60 °C を超えない温度での pH 測定に使用できます。フッ化物を含む溶液の pH は測定できません。

pH メーターは常に、検査対象の溶液の pH に近い pH の緩衝液を使用してチェックおよび調整されます。たとえば、pH 2 ～ 6 の範囲を測定するには、pH = 3 または 4 のセレンセン緩衝液を調製するか、pH = 4.62 の標準緩衝液を使用します。

実験室では、LPU-01 pH メーターを使用して pH を測定します。このメーターは、-2 ～ 14 の範囲の溶液の pH を 4 つの pH 単位の範囲で測定するように設計されています。 2-4; 6-10; 10-14。デバイスの感度は 0.01 pH です。彼らはまた、特別な実験室用 pH メーター LPS-02 を使用しています。 pH計タイプPL-U1とポータブルpH計・ミリボルト計PPM-03M1。

精度が向上した工業用コンバーターは、溶液およびパルプの pH 測定を目的とした pH メータータイプ pH-261 です。現場条件では、水溶液の pH を測定するために pH ～ 47M pH メーターが使用されます。塩性土壌抽出物のpH測定用 - pHメーターPLP-64; 牛乳および乳製品の場合は、pH メーター pH-222-2 が使用されます。 pH メーターの作業は、各装置に付属の説明書に従って実行されます。

pH値 (pH係数)溶液中の水素イオンの活性の尺度であり、その酸性度を定量的に表します。 pHが最適なレベルにない場合、植物は健全な成長に必要な要素の一部を吸収する能力を失い始めます。すべての植物には、成長時に最大の結果を達成できる特定の pH レベルがあります。ほとんどの植物は、わずかに酸性の生育環境 (5.5 ～ 6.5) を好みます。

式中の水素指数

非常に希薄な溶液では、pH 値は水素イオンの濃度と同じになります。水素イオンの活性の十進対数と大きさが等しく、符号が反対で、リットルあたりのモル数で表されます。

pH = -lg

標準条件下では、pH 値の範囲は 0 ～ 14 です。純水では、中性 pH では、H + の濃度は OH - の濃度に等しく、1 × 10 -7 モル/リットルです。可能な最大の pH 値は、pH と pOH の合計として定義され、14 に等しくなります。

一般に信じられていることに反して、pH は 0 ～ 14 の範囲で変化するだけでなく、これらの限界を超えることもあります。たとえば、水素イオン濃度 = 10 −15 mol/l、pH = 15、水酸化物イオン濃度 10 mol/l では pOH = −1 となります。

理解することが重要です！ pH スケールは対数であり、変化の各単位が水素イオン濃度の 10 倍の変化に等しいことを意味します。言い換えれば、pH 6 の溶液は pH 7 の溶液よりも 10 倍酸性であり、pH 5 の溶液は pH 6 の溶液よりも 10 倍酸性であり、pH の溶液よりも 100 倍酸性になります。 7. これは、養液の pH を調整するときに、pH を 2 ポイント (たとえば、7.5 から 5.5) 変更する必要がある場合、pH を 2 ポイント変更した場合よりも 10 倍多くの pH 調整剤を使用する必要があることを意味します。 1 ポイント (7.5 から 6.5 まで)。

pH値の測定方法

溶液の pH 値を決定するために、いくつかの方法が広く使用されています。 pH 値は、指示薬を使用しておおよそ推定することも、pH メーターで正確に測定することも、酸塩基滴定を実行して分析的に決定することもできます。

酸塩基指示薬

水素イオンの濃度を大まかに推定するために、酸塩基指示薬、つまり有機染料物質が広く使用されており、その色は媒体のpHに依存します。最もよく知られている指示薬には、リトマス試験紙、フェノールフタレイン、メチルオレンジ (メチルオレンジ) などが含まれます。インジケーターは、酸性または塩基性の 2 つの異なる色の形態で存在できます。各インジケーターの色の変化は、通常 1 ～ 2 単位の独自の酸性度範囲で発生します。

ユニバーサルインジケーター

pH測定の作業範囲を広げるために、いくつかの指示薬を混合した、いわゆる万能指示薬が使用されます。万能指示薬は、酸性領域から塩基性領域に移る際に、赤、黄、緑、青、紫と順番に色が変化します。

このような混合物の溶液 - 「万能指示薬」 - には、通常、「指示薬紙」の細片が含浸されており、これを使用すると、水溶液の酸性度を（pH 単位、さらには pH の 10 分の 1 の精度で）迅速に測定できます。研究中の。より正確に判定するために、溶液を一滴塗布したときに得られるインジケーター紙の色が、画像に表示される基準カラースケールとすぐに比較されます。

濁った溶液や着色した溶液の場合、指示薬法による pH の測定は困難です。

水耕栽培における養液の最適なpH値の範囲は非常に狭い（通常は5.5から6.5）という事実を考慮して、私は他の指標の組み合わせも使用します。たとえば、当社の製品には 4.0 から 8.0 までの作業範囲とスケールがあり、汎用インジケーター紙と比較してそのようなテストがより正確になります。

pHメーター

特別な装置である pH メーターを使用すると、汎用指示薬を使用するよりも広範囲かつより正確に pH を測定できます (最大 0.01 pH 単位)。この方法は、特に選択した pH 範囲で指示電極を校正した後では便利で精度が高くなります。不透明な溶液や着色された溶液の pH を測定できるため、広く使用されています。

容積分析法

分析容積法 - 酸塩基滴定 - も、溶液の酸性度を決定するための正確な結果を提供します。既知の濃度の溶液（滴定剤）を試験溶液に滴下します。これらを混ぜると化学反応が起こります。当量点（反応を完全に完了させるのにちょうど十分な滴定剤が存在する瞬間）は、指示薬を使用して記録されます。次に、添加した滴定液の濃度と量がわかったら、溶液の酸性度を計算します。

pH値に対する温度の影響

pH 値は温度変化により広範囲に変化する可能性があります。したがって、0.001モルのNaOH溶液は20℃でpH=11.73、30℃ではpH=10.83となります。 pH値に対する温度の影響は、水素イオン（H + ）の解離の違いによって説明され、実験誤差ではありません。温度の影響は、pH メーターの電子機器では補正できません。

養液のpH調整

養液の酸性化

通常、栄養溶液は酸性化する必要があります。植物によるイオンの吸収により、溶液は徐々にアルカリ化します。 pH 7 以上の溶液は、ほとんどの場合、最適な pH に調整する必要があります。栄養溶液を酸性化するために、さまざまな酸を使用できます。最も一般的に使用されるのは硫酸またはリン酸です。水耕液のより良い解決策は、およびなどの緩衝添加剤です。これらの製品は、pH 値を最適なレベルにするだけでなく、長期間にわたって値を安定させます。

酸とアルカリの両方で pH を調整する場合は、皮膚の火傷を避けるためにゴム手袋を着用する必要があります。経験豊富な化学者は濃硫酸を巧みに扱い、濃硫酸を水に一滴ずつ加えます。しかし、初心者の水耕栽培者の場合は、経験豊富な化学者に連絡して、25% 硫酸溶液を準備するように依頼する方がよいでしょう。酸を加えながら溶液を撹拌し、そのpHを測定します。硫酸のおおよその量がわかったら、メスシリンダーから硫酸を加えます。

溶液が酸性化しすぎないように、硫酸を少しずつ加えて、溶液を再びアルカリ性にする必要があります。経験の浅い作業者にとっては、酸性化とアルカリ化が無限に続く可能性があります。このような調整は時間と試薬の無駄に加えて、植物にとって不必要なイオンの蓄積により養液のバランスを崩します。

養液のアルカリ化

酸性すぎる溶液は、水酸化ナトリウム（水酸化ナトリウム）でアルカリ性にされます。名前の通り腐食性の物質なのでゴム手袋の使用が必要です。水酸化ナトリウムは錠剤の形で購入することをお勧めします。家庭用化学薬品店では、「Mole」などの排水管洗浄剤として水酸化ナトリウムを購入できます。 1 錠を 0.5 リットルの水に溶かし、頻繁に pH を確認しながら、常に撹拌しながらアルカリ溶液を徐々に栄養溶液に加えます。特定の場合にどれだけの酸やアルカリを加えるべきかは、いくら数学的に計算しても決定できません。

1 つのトレイで複数の作物を栽培したい場合は、最適な pH が一致するだけでなく、他の成長因子のニーズも一致するようにそれらを選択する必要があります。たとえば、黄色い水仙と菊は pH 6.8 を必要としますが、湿度レベルが異なるため、同じトレイで栽培することはできません。水仙に菊と同じ量の水分を与えると、水仙の球根は腐ってしまいます。実験では、ルバーブはpH 6.5で最大発育に達しましたが、pH 3.5でも発育できました。オーツ麦は pH 約 6 を好みますが、栄養溶液中の窒素の用量が大幅に増加すると、pH 4 で良好な収量が得られます。ジャガイモはかなり広い pH 範囲で生育しますが、pH 5.5 で最もよく生育します。この pH 以下でも塊茎の収量は高くなりますが、酸味が強くなります。高品質の収量を最大限に得るには、栄養溶液の pH を正確に調整する必要があります。

水素指数 - pH - は、溶液中の水素イオンの活性 (希薄溶液の場合は濃度を反映) の尺度であり、その酸性度を定量的に表し、次の負の (反対の符号をとった) 10 進対数として計算されます。水素イオンの活性。1 リットルあたりのモル数で表されます。

pH = – log

この概念は、1909 年にデンマークの化学者ソーレンセンによって導入されました。この指標は、ラテン語の水素の強さであるポテンシア・ハイドロニーニ、あるいは水素の重さであるポンドゥス・ハイドロジェンの頭文字を取って、pHと呼ばれます。

逆 pH 値は、あまり普及していません。溶液の塩基性の指標である pOH は、溶液中の OH イオン濃度の負の十進対数に等しいです。

рОН = – ログ

25℃の純水では、水素イオン () と水酸化物イオン () の濃度は同じで、10 -7 mol/l になります。これは、水の自己プロトリシス定数 K w から直接導き出されます。水のイオン積:

K w = =10 –14 [mol 2 /l 2 ] (25℃にて)

pH + pH = 14

溶液中の両方のタイプのイオンの濃度が同じである場合、その溶液は中性であると言われます。水に酸を加えると水素イオンの濃度が増加し、それに応じて水酸化物イオンの濃度が減少しますが、逆に塩基を加えると水酸化物イオンの含有量が増加し、水素イオンの濃度は減少します。 > の場合、溶液は酸性であると言われ、 > の場合、それはアルカリ性であると言われます。

pH測定

溶液の pH 値を決定するために、いくつかの方法が広く使用されています。

1) pH 値は、指示薬を使用しておおよそ推定することも、pH メーターで正確に測定することも、酸塩基滴定を実行して分析的に決定することもできます。

pH測定の作業範囲を広げるために、いくつかの指示薬を混合した、いわゆる万能指示薬が使用されます。万能指示薬は、酸性領域からアルカリ性領域に移行すると、赤、黄、緑、青、紫と順番に色が変化します。濁った溶液や着色した溶液の場合、指示薬法による pH の測定は困難です。

2) 分析容量法である酸塩基滴定でも、溶液の総酸性度を決定するための正確な結果が得られます。既知の濃度の溶液（滴定剤）を試験溶液に滴下します。これらを混ぜると化学反応が起こります。当量点（反応を完全に完了させるのにちょうど十分な滴定剤が存在する瞬間）は、指示薬を使用して記録されます。次に、加えた滴定溶液の濃度と体積がわかれば、溶液の総酸性度が計算されます。

環境の酸性度は多くの化学プロセスにとって重要であり、特定の反応の可能性や結果は環境の pH に依存することがよくあります。実験室での研究や製造において反応系の pH 値を一定に保つために、希釈したり、溶液に少量の酸やアルカリを添加したりしても、ほぼ一定の pH 値を維持できる緩衝液が使用されます。

pH 値は、さまざまな生物学的媒体の酸塩基特性を特徴付けるために広く使用されています (表 2)。

反応媒体の酸性度は、生体システムで起こる生化学反応にとって特に重要です。溶液中の水素イオンの濃度は、タンパク質や核酸の物理化学的性質や生物活性に影響を与えることが多いため、体の正常な機能にとって、酸塩基の恒常性を維持することは非常に重要な課題です。体液の最適な pH の動的維持は、緩衝システムの作用によって実現されます。

3) 特別な装置である pH メーターを使用すると、指示薬を使用するよりも広範囲かつ正確に (0.01 pH 単位まで) pH を測定することができ、便利で高精度であり、不透明な物質の pH を測定することができます。色付きの溶液であるため、広く使用されています。

pH メーターを使用すると、溶液、飲料水、食品と原材料、環境対象物、生産システム中の水素イオン (pH) 濃度が測定され、攻撃的な環境を含む技術プロセスを継続的に監視できます。

pH メーターは、校正を行わない機器の読み取り値の正確性に対する要求が非常に高い場合、ウランとプルトニウムを分離するための pH 溶液のハードウェア監視に不可欠です。

このデバイスは、臨床診断、法医学、研究、および食肉、乳製品、製パン業界を含む生産研究所だけでなく、フィールド研究所を含む固定および移動式研究所でも使用できます。

最近では、pH メーターは水族館の養殖場でも広く使用されており、家庭環境、農業 (特に水耕栽培) の水質の監視、さらには健康診断の監視にも使用されています。

表 2. いくつかの生物系およびその他の溶液の pH 値

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