Ko nozīmē ūdens skābums 1 mol l. Ūdeņraža vērtība (pH)
ŪDEŅRAŽA VĒRTĪBA (PH). Viena no svarīgākajām ūdens šķīdumu īpašībām ir to skābums (vai sārmainība), ko nosaka H + un OH – jonu koncentrācija ( cm. ELEKTROLĪTISKĀ DISOCIĀCIJA. ELEKTROLĪTI). Šo jonu koncentrācijas ūdens šķīdumos ir saistītas ar vienkāršu attiecību = UZ w ; (kvadrātiekavas parasti norāda koncentrāciju mol/l vienībās). Lielumu Kw sauc par ūdens jonu produktu, un tas ir nemainīgs noteiktā temperatūrā. Tātad 0 o C temperatūrā tas ir vienāds ar 0,11 H 10 –14, 20 o C – 0,69 H 10 –14 un 100 o C – 55,0 H 10 –14. Visbiežāk lietotā nozīme ir K w pie 25 o C, kas ir vienāds ar 1,00H 10 –14. Absolūti tīrā ūdenī, kas nesatur pat izšķīdušās gāzes, H + un OH – jonu koncentrācijas ir vienādas (šķīdums ir neitrāls). Citos gadījumos šīs koncentrācijas nesakrīt: skābos šķīdumos dominē H + joni, sārmainos OH – joni. Bet to produkts jebkurā ūdens šķīdumā ir nemainīgs. Tāpēc, ja palielināsiet viena no šiem joniem koncentrāciju, otra jona koncentrācija samazināsies par tādu pašu daudzumu. Tātad vājā skābes šķīdumā, kurā = 10 –5 mol/l, = 10 –9 mol/l, un to reizinājums joprojām ir vienāds ar 10 –14. Līdzīgi sārmainā šķīdumā pie = 3,7H 10 –3 mol/l = 10 –14 /3,7H 10 –3 = 2,7H 10 –11 mol/l.
No iepriekš minētā izriet, ka šķīduma skābumu var nepārprotami izteikt, norādot tajā tikai ūdeņraža jonu koncentrāciju. Piemēram, tīrā ūdenī = 10 –7 mol/l. Praksē ar šādiem cipariem ir neērti operēt. Turklāt H + jonu koncentrācija šķīdumos var atšķirties simtiem triljonu reižu - no aptuveni 10–15 mol/l (stipru sārmu šķīdumi) līdz 10 mol/l (koncentrēta sālsskābe), ko nevar attēlot ne uz viena. grafikā. Tāpēc jau sen ir pieņemts, ka ūdeņraža jonu koncentrācijai šķīdumā jānorāda tikai eksponents 10, kas ņemts ar pretēju zīmi; Lai to izdarītu, koncentrācija jāizsaka ar 10x jaudu, bez reizinātāja, piemēram, 3,7H 10 –3 = 10 –2,43. (Precīzākiem aprēķiniem, īpaši koncentrētos šķīdumos, jonu koncentrācijas vietā tiek izmantotas to aktivitātes.) Šo eksponentu sauc par ūdeņraža eksponentu, bet saīsināti pH - no ūdeņraža apzīmējuma un vācu vārda Potenz - matemātiskā pakāpe. Tādējādi pēc definīcijas pH = –log[H + ]; šī vērtība var mainīties nelielās robežās – tikai no –1 līdz 15 (un biežāk – no 0 līdz 14). Šajā gadījumā H + jonu koncentrācijas izmaiņas par 10 reizēm atbilst pH izmaiņām par vienu vienību. PH apzīmējumu zinātniskā lietošanā 1909. gadā ieviesa dāņu fizikālis ķīmiķis un bioķīmiķis S.P.L.Sērensens, kurš tajā laikā pētīja procesus, kas notiek alus iesala fermentācijas laikā un to atkarību no barotnes skābuma.
Istabas temperatūrā neitrālos šķīdumos pH = 7, skābos šķīdumos pH< 7, а в щелочных рН >7. Ūdens šķīduma aptuveno pH vērtību var noteikt, izmantojot indikatorus. Piemēram, metiloranžs pie pH< 3,1 имеет красный цвет, а при рН >4,4 – dzeltens; lakmuss pie pH< 6,1 красный, а при рН >8 – zils utt. Precīzāk (līdz simtdaļām) pH vērtību var noteikt, izmantojot īpašas ierīces - pH mērītājus. Šādas ierīces mēra īpaša elektroda elektrisko potenciālu, kas iegremdēts šķīdumā; šis potenciāls ir atkarīgs no ūdeņraža jonu koncentrācijas šķīdumā, un to var izmērīt ar augstu precizitāti.
Interesanti ir salīdzināt dažādu skābju, bāzu, sāļu (koncentrācijā 0,1 mol/l), kā arī dažu maisījumu un dabas objektu pH vērtības. Slikti šķīstošiem savienojumiem, kas atzīmēti ar zvaigznīti, ir norādīts piesātināto šķīdumu pH.
|
1. tabula. Ūdeņraža indikatori šķīdumiem |
|
| Risinājums | RN |
| HCl | 1,0 |
| H2SO4 | 1,2 |
| H2C2O4 | 1,3 |
| NaHSO4 | 1,4 |
| N 3 PO 4 | 1,5 |
| Kuņģa sula | 1,6 |
| Vīna skābe | 2,0 |
| Citronu skābe | 2,1 |
| HNO2 | 2,2 |
| Citronu sula | 2,3 |
| Pienskābe | 2,4 |
| Salicilskābe | 2,4 |
| Galda etiķis | 3,0 |
| Greipfrūtu sula | 3,2 |
| CO 2 | 3,7 |
| ābolu sula | 3,8 |
| H2S | 4,1 |
| Urīns | 4,8–7,5 |
| Melna kafija | 5,0 |
| Siekalas | 7,4–8 |
| Piens | 6,7 |
| Asinis | 7,35–7,45 |
| Žults | 7,8–8,6 |
| Okeāna ūdens | 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 |
Tabula ļauj izdarīt vairākus interesantus novērojumus. Piemēram, pH vērtības uzreiz norāda skābju un bāzu relatīvo stiprumu. Skaidri redzamas arī spēcīgas neitrālās vides izmaiņas vājo skābju un bāzu veidoto sāļu hidrolīzes rezultātā, kā arī skābo sāļu disociācijas laikā.
Dabīgajam ūdenim vienmēr ir skāba reakcija (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.
Dažas pH vērtības ir ārkārtīgi svarīgas dzīvo organismu dzīvībai. Bioķīmiskajiem procesiem tajos jānotiek pie stingri noteikta skābuma. Bioloģiskie katalizatori – fermenti spēj darboties tikai noteiktās pH robežās, un, pārsniedzot šīs robežas, to aktivitāte var krasi samazināties. Piemēram, fermenta pepsīna, kas katalizē proteīnu hidrolīzi un tādējādi veicina proteīna pārtikas gremošanu kuņģī, aktivitāte ir maksimāla pie pH vērtībām aptuveni 2. Tāpēc normālai gremošanai ir nepieciešams, lai kuņģa sula ir diezgan zemas pH vērtības: parasti 1,53–1. 67. Ar kuņģa čūlu pH pazeminās līdz vidēji 1,48, bet ar divpadsmitpirkstu zarnas čūlu tas var sasniegt pat 105. Precīzu kuņģa sulas pH vērtību nosaka intragastriskā izmeklēšana (pH zonde). Ja cilvēkam ir zems skābums, ārsts var nozīmēt kopā ar pārtiku lietot vāju sālsskābes šķīdumu, un, ja ir augsts skābums, lietot antacīdus, piemēram, magnija vai alumīnija hidroksīdus. Interesanti, ka, dzerot citronu sulu, kuņģa sulas skābums... samazināsies! Patiešām, citronskābes šķīdums tikai atšķaidīs spēcīgāko sālsskābi, kas atrodas kuņģa sulā.
Ķermeņa šūnās pH ir aptuveni 7, ārpusšūnu šķidrumā tas ir 7,4. Nervu gali, kas atrodas ārpus šūnām, ir ļoti jutīgi pret pH izmaiņām. Kad audos rodas mehāniski vai termiski bojājumi, šūnu sienas tiek iznīcinātas, un to saturs sasniedz nervu galus. Tā rezultātā cilvēks sajūt sāpes. Skandināvu pētnieks Olafs Lindāls veica šādu eksperimentu: izmantojot īpašu bezadatas inžektoru, caur cilvēka ādu tika ievadīta ļoti plāna šķīduma strūkla, kas nebojāja šūnas, bet iedarbojās uz nervu galiem. Ir pierādīts, ka sāpes izraisa tieši ūdeņraža katjoni, un, samazinoties šķīduma pH, sāpes pastiprinās. Līdzīgi skudrskābes šķīdums, ko zem ādas injicē dzēlīgi kukaiņi vai nātres, tieši “iedarbojas uz nerviem”. Dažādās audu pH vērtības arī izskaidro, kāpēc ar dažiem iekaisumiem cilvēks jūt sāpes, bet ar citiem - ne.
Interesanti, ka tīra ūdens injicēšana zem ādas izraisīja īpaši stipras sāpes. Šī no pirmā acu uzmetiena dīvainā parādība tiek skaidrota šādi: šūnām osmotiskā spiediena rezultātā saskaroties ar tīru ūdeni, tās plīst un to saturs ietekmē nervu galus.
Asins pH vērtībai jāpaliek ļoti šaurās robežās; pat neliela paskābināšanās (acidoze) vai alkalizācija (alkaloze) var izraisīt organisma nāvi. Acidoze tiek novērota tādās slimībās kā bronhīts, asinsrites mazspēja, plaušu audzēji, pneimonija, diabēts, drudzis, nieru un zarnu bojājumi. Alkoloze tiek novērota ar plaušu hiperventilāciju (vai tīra skābekļa ieelpošanu), ar anēmiju, CO saindēšanos, histēriju, smadzeņu audzēju, pārmērīgu cepamās sodas vai sārmainā minerālūdens patēriņu un diurētisko medikamentu lietošanu. Interesanti, ka arteriālo asiņu pH normas robežās ir jābūt 7,37–7,45, bet venozo – 7,34–7,43. Arī dažādi mikroorganismi ir ļoti jutīgi pret apkārtējās vides skābumu. Tādējādi patogēni mikrobi ātri attīstās nedaudz sārmainā vidē, kamēr tie nevar izturēt skābu vidi. Tāpēc produktu konservēšanai (marinēšanai, sālīšanai) parasti izmanto skābos šķīdumus, pievienojot tiem etiķi vai pārtikas skābes. Pareizai pH izvēlei liela nozīme ir arī ķīmiskajos tehnoloģiskajos procesos.
Vēlamā pH vērtības saglabāšana un tā manāmas novirzīšanās vienā vai otrā virzienā, mainoties apstākļiem, ir iespējama, izmantojot tā sauktos bufera (no angļu valodas buff - soften shocks) risinājumus. Šādi šķīdumi bieži ir vājas skābes un tās sāls vai vājas bāzes un tās sāls maisījums. Šādi šķīdumi noteiktās robežās (ko sauc par bufera kapacitāti) "pretestē" mēģinājumus mainīt to pH. Piemēram, ja mēģināsiet nedaudz paskābināt etiķskābes un nātrija acetāta maisījumu, tad acetāta joni H + jonu pārpalikumu saistīs nedaudz disociētā etiķskābē, un šķīduma pH gandrīz nemainīsies (acetāta jonu ir daudz). buferšķīdumā, jo tie veidojas pilnīgas nātrija acetāta disociācijas rezultātā). Savukārt, ja šādā šķīdumā ievadīsiet nedaudz sārmu, OH – jonu pārpalikums tiks neitralizēts ar etiķskābi, saglabājot pH vērtību. Citi buferšķīdumi darbojas līdzīgi, katrs no tiem saglabā noteiktu pH vērtību. Buferējošs efekts ir arī fosforskābes skābo sāļu un vājo organisko skābju šķīdumiem - skābeņskābe, vīnskābe, citronskābe, ftālskābe uc Buferšķīduma specifiskā pH vērtība ir atkarīga no bufera komponentu koncentrācijas. Tādējādi acetāta buferis ļauj uzturēt šķīduma pH diapazonā no 3,8 līdz 6,3; fosfāts (KH 2 PO 4 un Na 2 HPO 4 maisījums) - diapazonā no 4,8 - 7,0, borāts (Na 2 B 4 O 7 un NaOH maisījums) - diapazonā no 9,2-11 utt.
Daudziem dabīgiem šķidrumiem ir bufera īpašības. Kā piemēru var minēt okeāna ūdeni, kura bufera īpašības lielā mērā ir saistītas ar izšķīdušā oglekļa dioksīda un bikarbonāta joniem HCO 3 -. Pēdējā avots papildus CO 2 ir milzīgs kalcija karbonāta daudzums čaumalu, krīta un kaļķakmens nogulumu veidā okeānā. Interesanti, ka planktona, kas ir viens no galvenajiem skābekļa piegādātājiem atmosfērā, fotosintētiskā aktivitāte izraisa vides pH paaugstināšanos. Tas notiek saskaņā ar Le Šateljē principu līdzsvara maiņas rezultātā, absorbējot izšķīdušo oglekļa dioksīdu: 2H + + CO 3 2 – “ H + + HCO 3 – “ H 2 CO 3 “ H 2 O + CO 2. Kad fotosintēzes laikā no šķīduma tiek izņemts CO 2 + H 2 O + hv ® 1/n(CH 2 O) n + O 2, līdzsvars nobīdās pa labi un vide kļūst sārmaināka. Ķermeņa šūnās CO 2 hidratāciju katalizē enzīms karboanhidrāze.
Šūnu šķidrums un asinis ir arī dabisko buferšķīdumu piemēri. Tādējādi asinīs ir aptuveni 0,025 mol/l oglekļa dioksīda, un tā saturs vīriešiem ir aptuveni par 5% lielāks nekā sievietēm. Bikarbonāta jonu koncentrācija asinīs ir aptuveni vienāda (arī vīriešiem to ir vairāk).
Pārbaudot augsni, pH ir viens no svarīgākajiem parametriem. Dažādās augsnēs pH var būt no 4,5 līdz 10. Jo īpaši pēc pH vērtības var spriest par barības vielu saturu augsnē, kā arī to, kuri augi var veiksmīgi augt konkrētajā augsnē. Piemēram, pupiņu, salātu un upeņu augšana tiek apgrūtināta, ja augsnes pH ir zem 6,0; kāposti – zem 5,4; ābeles – zem 5,0; kartupeļi – zem 4,9. Skābās augsnes parasti ir mazāk bagātas ar barības vielām, jo tās mazāk spēj noturēt augiem nepieciešamos metālu katjonus. Piemēram, ūdeņraža joni, kas nonāk augsnē, izspiež no tās saistītos Ca 2+ jonus. Un alumīnija joni, kas lielā koncentrācijā ir pārvietoti no mālainiem (aluminosilikāta) iežiem, ir toksiski lauksaimniecības kultūrām.
Skābo augsņu deoksidēšanai izmanto kaļķošanu - pievienojot vielas, kas pakāpeniski saista lieko skābi. Šāda viela var būt dabīgie minerāli - krīts, kaļķakmens, dolomīts, kā arī kaļķis, metalurģijas rūpnīcu izdedži. Izmantotā deoksidētāja daudzums ir atkarīgs no augsnes bufera jaudas. Piemēram, māla augsnes kaļķošanai nepieciešams vairāk deoksidējošu vielu nekā smilšainai augsnei.
Liela nozīme ir lietus ūdens pH mērījumiem, kas var būt diezgan skābs, jo tajā ir sērskābe un slāpekļskābe. Šīs skābes veidojas atmosfērā no slāpekļa un sēra (IV) oksīdiem, kas izdalās kopā ar daudzu nozaru, transporta, katlu māju un termoelektrostaciju atkritumiem. Ir zināms, ka skābie lietus ar zemu pH vērtību (mazāk par 5,6) iznīcina veģetāciju un ūdenstilpju dzīvo pasauli. Tāpēc lietus ūdens pH tiek pastāvīgi uzraudzīts.
Iļja Lensons
Ūdens ir vājš elektrolīts; tas vāji disociējas saskaņā ar vienādojumu
25 °C temperatūrā 10-7 moli H2O sadalās jonos 1 litrā ūdens. H+ un OH- jonu koncentrācija (mol/l) būs vienāda ar
Tīram ūdenim ir neitrāla reakcija. Pievienojot tai skābi, palielinās H+ jonu koncentrācija, t.i. > 10-7 mol/l; samazinās OH- jonu koncentrācija, t.i. mazāks par 10-7 mol/l. Pievienojot sārmu, palielinās OH- jonu koncentrācija: > 10-7 mol/l, tātad mazāk par 10-7 mol/l.
Praksē, lai izteiktu šķīduma skābumu vai sārmainību, koncentrācijas vietā tiek izmantots tā negatīvais decimāllogaritms, ko sauc par pH vērtību:
Neitrālā ūdenī pH = 7. PH vērtības un atbilstošās H+ un OH- jonu koncentrācijas ir norādītas tabulā. 4.
Buferšķīdumi
Daudzas analītiskās reakcijas tiek veiktas ar stingri noteiktu pH vērtību, kas jāsaglabā visā reakcijas laikā. Dažu reakciju laikā pH var mainīties H+ jonu saistīšanās vai atbrīvošanās rezultātā. Lai uzturētu nemainīgu pH vērtību, tiek izmantoti buferšķīdumi.
Buferšķīdumi visbiežāk ir vāju skābju maisījumi ar šo skābju sāļiem vai vāju bāzu maisījumi ar to pašu bāzu sāļiem. Ja, piemēram, acetāta buferšķīdumam, kas sastāv no etiķskābes CH3COOH un nātrija acetāta CH3COONa, pievieno noteiktu daudzumu spēcīgas skābes, piemēram, HCl, tas reaģēs ar acetāta joniem, veidojot nedaudz disociējošu CH3COOH:
Tādējādi šķīdumam pievienotie H+ joni nepaliks brīvi, bet būs saistīti ar CH3COO- joniem, un tāpēc šķīduma pH gandrīz nemainīsies. Pievienojot sārma šķīdumu acetāta buferšķīdumam, OH-jonus saistīs nedisociētas etiķskābes CH3COOH molekulas:
Līdz ar to arī šķīduma pH šajā gadījumā paliks gandrīz nemainīgs.
Buferšķīdumi saglabā savu bufera efektu līdz noteiktai robežai, t.i. tiem ir noteikta bufera jauda. Ja šķīdumā ir vairāk H+ vai OH- jonu, nekā pieļauj šķīduma bufera kapacitāte, tad pH būtiski mainīsies, tāpat kā nebuferētā šķīdumā.
Parasti testa procedūras nosaka, kurš buferšķīdums ir jāizmanto konkrētajam testam un kā tas ir jāsagatavo. Bufermaisījumi ar precīzām pH vērtībām tiek ražoti ampulās 500 ml šķīduma pagatavošanai.
pH = 1,00. Sastāvdaļas: 0,084 g glikola (aminoetiķskābe NH2CH2COOH), 0,066 g nātrija hlorīda NaCl un 2,228 g sālsskābes HCl.
pH = 2,00. Sastāvs: 3,215 g citronskābes C6H8O7-H2O, 1,224 g nātrija hidroksīda NaOH un 1,265 g sālsskābes HCl.
pH = 3,00. Sastāvs: 4,235 g citronskābes C6H8O7-H2O, 1,612 g nātrija hidroksīda NaOH un 1,088 g sālsskābes HCl.
pH = 4,00. Sastāvs: 5,884 g citronskābes C6H8O7-H2O, 2,240 g nātrija hidroksīda NaOH un 0,802 g sālsskābes HCl.
pH = 5,00. Sastāvs: 10,128 g citronskābes C6H8O7-H2O un 3,920 g nātrija hidroksīda NaOH.
pH = 6,00. Sastāvs: 6,263 g citronskābes C6H8O7-H2O un 3,160 g nātrija hidroksīda NaOH.
pH = 7,00. Sastāvs: 1,761 g kālija dihidrogēnfosfāta KH2PO4 un 3,6325 g nātrija hidrogēnfosfāta Na2HPO4-2H2O.
pH = 8,00. Sastāvs: 3,464 g borskābes H3BO3, 1,117 g nātrija hidroksīda NaOH un 0,805 g sālsskābes HCl.
pH = 9,00. Sastāvs: 1,546 g borskābes H3BO3, 1,864 g kālija hlorīda, KCl un 0,426 g nātrija hidroksīda NaOH.
pH = 10,00. Sastāvs: 1,546 g borskābes H3BO3, 1,864 g kālija hlorīda KCl un 0,878 g nātrija hidroksīda NaOH.
pH = 11,00. Sastāvs: 2,225 g nātrija hidrogēnfosfāta Na2HPO4-2H2O un 0,068 g nātrija hidroksīda NaOH.
pH = 12,00. Sastāvs: 2,225 g nātrija hidrogēnfosfāta Na2HPO4-2H2O un 0,446 g nātrija hidroksīda NaOH.
pH = 13,00. Sastāvs: 1,864 g kālija hlorīda KCl un 0,942 g nātrija hidroksīda NaOH.
Novirzes no nominālās pH vērtības sasniedz ±0,02 šķīdumiem ar pH no 1 līdz 10 un ±0,05 pie pH no 11 līdz 13. Šāda precizitāte ir pilnīgi pietiekama praktiskajam darbam.
Lai iestatītu pH mērītājus, tiek izmantoti standarta buferšķīdumi ar precīzām pH vērtībām.
1. Acetāta buferšķīdums ar pH=4,62: 6,005 g etiķskābes CH3COOH un 8,204 g nātrija acetāta CH3COONa 1 litrā šķīduma.
2. Fosfāta buferšķīdums ar pH=6,88: 4,450 g nātrija hidrogēnfosfāta Na2HPO4-2H2O un 3,400 g kālija dihidrogēnfosfāta KH2PO4 1 litrā šķīduma.
3. Borāta buferšķīdums ar pH=9,22: 3,81 g nātrija tetraborāta Na2B4O7-10H2O 1 litrā šķīduma.
4. Fosfāta buferšķīdums ar pH=11,00: 4,450 g nātrija hidrogēnfosfāta Na2HPO4-2H2O un 0,136 g nātrija hidroksīda NaOH 1 litrā šķīduma.
Lai sagatavotu buferšķīdumus agroķīmiskai un bioķīmiskai analīzei ar pH vērtībām no 1,1 līdz 12,9 ar intervālu 0,1, tiek izmantoti 7 bāzes izejas šķīdumi.
1. risinājums.Ūdenī izšķīdina 11,866 g nātrija hidrogēnfosfāta Na2HPO4-2H2O un atšķaida mērkolbā ar ūdeni līdz 1 litram (šķīduma koncentrācija 1/15 M).
2. risinājums. Mērkolbā izšķīdina 9,073 kālija dihidrogēnfosfātu KH2PO4 1 litrā ūdens (koncentrācija 1/15 M).
3. risinājums. Mērkolbā 1 litrā ūdens izšķīdina 7,507 g glikola (aminoetiķskābes) NH2CH2COOH un 5,84 g nātrija hlorīda NaCl. No šī šķīduma sajaucot ar 0,1 N. buferšķīdumus ar pH no 1,1 līdz 3,5 sagatavo, izmantojot HCl šķīdumu; sajaucot ar 0,1 N. NaOH šķīdumu izmanto, lai pagatavotu šķīdumus ar pH no 8,6 līdz 12,9.
4. risinājums.Ūdenī izšķīdina 21,014 g citronskābes C6H8O7-H2O, šķīdumam pievieno 200 ml 1 N. NaOH šķīdumu un atšķaida ar ūdeni mērkolbā līdz 1 litram. Sajaucot šo šķīdumu ar 0,1 N. Izmantojot HCl šķīdumu, sagatavo buferšķīdumus ar pH no 1,1 līdz 4,9; sajaucot ar 0,1 N. Buferšķīdumus ar pH no 5,0 līdz 6,6 sagatavo, izmantojot NaOH šķīdumu.
5. risinājums.Ūdenī izšķīdina 12,367 g borskābes H3BO3, pievieno 100 ml 1 N. NaOH šķīdumu un atšķaida ar ūdeni līdz 1 litram mērkolbā. Sajaucot šo šķīdumu ar 0,1 N. Izmantojot HCl šķīdumu, sagatavo buferšķīdumus ar pH no 7,8 līdz 8,9; sajaucot ar 0,1 N. Buferšķīdumus ar pH no 9,3 līdz 11,0 sagatavo, izmantojot NaOH šķīdumu.
6. risinājums. Sagatavojiet tieši 0,1 N. HCl šķīdums;
7. risinājums. Sagatavojiet tieši 0,1 N. NaOH šķīdums; Lai pagatavotu šķīdumu, destilētu ūdeni vāra 2 stundas, lai noņemtu CO2. Uzglabāšanas laikā šķīdums tiek pasargāts no CO2 iekļūšanas no gaisa ar kalcija hlorīda caurulīti.
Dažos šķīdumos uzglabāšanas laikā veidojas pelējums, lai to novērstu, pievienojiet šķīdumam dažus pilienus timola kā konservantu. Lai pagatavotu vajadzīgā pH buferšķīdumu, norādītos šķīdumus sajauc noteiktā proporcijā (5. tabula). Tilpumu mēra, izmantojot bireti ar ietilpību 100,0 ml. Visas buferšķīdumu pH vērtības tabulā ir norādītas 20 °C temperatūrā.
Sākotnējo šķīdumu pagatavošanai izmanto ķīmiskos reaģentus. Nātrija hidrogēnfosfāts Na2HPO4-2H2O tiek iepriekš kristalizēts divas reizes. Otrās pārkristalizācijas laikā šķīduma temperatūra nedrīkst pārsniegt 90 °C. Iegūto preparātu nedaudz samitrina un žāvē termostatā 36 °C temperatūrā divas dienas. Arī kālija dihidrogēnfosfātu KH2PO4 divreiz pārkristalizē un žāvē 110-120 °C temperatūrā. Nātrija hlorīdu NaCl divreiz pārkristalizē un žāvē 120 °C temperatūrā. Citronskābe C6H8O7-H2O tiek pārkristalizēta divas reizes. Otrās pārkristalizācijas laikā šķīduma temperatūra nedrīkst būt augstāka par 60 °C. Borskābi H3BO3 divreiz pārkristalizē no verdoša ūdens un žāvē temperatūrā, kas nepārsniedz 80 °C.
PH vērtību ietekmē buferšķīduma temperatūra. Tabulā 6. attēlā parādītas pH novirzes atkarībā no standarta buferšķīdumu temperatūras.
Lai izveidotu noteiktu pH analizējamajā šķīdumā kompleksometriskās titrēšanas laikā, tiek izmantoti šāda sastāva buferšķīdumi.
pH = 1. Sālsskābe, 0,1 N. risinājums.
pH = 2. Glikola NH2-CH2-COOH un tā sālsskābes sāls NH2-CH2-COOH-HCl maisījums. Cieto glikolu (0,2-0,3 g) pievieno 100 ml sālsskābes sāls šķīduma.
pH = 4-6,5. Acetāta maisījums 1 N. nātrija acetāta šķīdumu un 1 N. etiķskābes šķīdums. Pirms lietošanas šķīdumus sajauc vienādos tilpumos.
pH = 5. 27,22 g kristāliskā nātrija acetāta un 60 ml 1 N šķīduma maisījums. HCl šķīdumu atšķaida ar ūdeni līdz 1 litram.
pH = 5,5. Acetāta maisījums. Ūdenī izšķīdina 540 g nātrija acetāta un atšķaida līdz 1 litram. Iegūtajam šķīdumam pievieno 500 ml 1 N. etiķskābes šķīdums.
pH = 6,5-8. Trietanolamīns un tā sālsskābes sāls. Pirms lietošanas sajauciet 1 M trietanolamīna N(C2H4OH)3 šķīdumu un 1 M HCl šķīdumu vienādos tilpumos.
pH = 8,5-9,0. Amonjaka-acetāta maisījums. Pievieno 300 ml ledus etiķskābes 500 ml koncentrēta amonjaka un atšķaida ar ūdeni līdz 1 litram.
pH = 9. Borāta maisījums. Sajauc 100 ml 0,3 M borskābes šķīduma ar 45 ml 0,5 N. kaustiskās sodas šķīdums.
pH = 8-11. Amonjaks ir amonija hlorīds. Sajauc 1 N. NH4OH šķīdums un 1 N. Pirms lietošanas NH4Cl šķīdumu vienādos tilpumos.
pH = 10. 570 ml koncentrēta amonjaka šķīduma pievieno 70 g amonija hlorīda un atšķaida ar ūdeni līdz 1 litram.
pH = 11-13. Kaustiskā soda, 0,1 N. risinājums.
Kompleksometriski nosakot ūdens kopējo cietību, tiek izmantotas pelēkbrūnas bufera tabletes, kas sagatavotas kopā ar indikatoru (eriohroma melnais T). Ūdens paraugam (100 ml) pietiek pievienot dažus pilienus nātrija sulfīda šķīduma (lai maskētu smagos metālus), divas bufera tabletes un 1 ml koncentrēta amonjaka. Pēc tablešu izšķīšanas šķīdums kļūst sarkans; to titrē ar 0,02 M EDTA šķīdumu līdz stabilai zaļai krāsai. 1 ml 0,02 M EDTA šķīduma atbilst 0,02 ekv/l ūdens cietībai. Ražots VDR.
pH mērīšana
Šķīdumu pH noteikšanai tiek izmantoti speciāli reaģenti - indikatori, kā arī ierīces - pH mērītāji (pH elektrometriskā noteikšana).
Indikatora pH noteikšana. Visbiežāk analītiskajā praksē šķīdumu pH nosaka aptuveni, izmantojot reaktīvo indikatorpapīru (0,5-2,0 pH vienību diapazonā). Izmantojot universālo indikatorpapīru, var precīzāk noteikt pH (0,2-0,3 pH vienību diapazonā). Tabulā 7 un 8 parāda datus par reaktīvajiem un universālajiem indikatorpapīriem.
Universālā indikatorpapīra krāsu pāreja ir dota tabulā. 8. un 9. Iegūtās starpkrāsas tiek salīdzinātas ar pievienoto salīdzināšanas skalu un no tās tiek noteiktas testa šķīduma pH vērtības. Indikatora papīrus var izmantot, lai noteiktu pH ūdens šķīdumiem ar zemu sāls koncentrāciju un ja nav spēcīgu oksidētāju. Nosakot pH, izmantojot universālo indikatorpapīru ar pH diapazonu 1,0-11,0 vai 0-12, rezultāts tiek noskaidrots, izmantojot Rifan papīru ar šaurāku pH diapazonu.
Elektrometriskā pH mērīšana.Šī metode ir noderīga krāsainu šķīdumu pH mērīšanai, kuros tas praktiski nav iespējams. Mērījumiem tiek izmantoti instrumenti - pH mērītāji ar stikla elektrodu, kas parasti aizvieto ūdeņraža elektrodu. Ļoti reti šim nolūkam izmanto antimona vai hinhidrona elektrodu.
Stikla elektrodus izmanto smagos metālus, oksidētājus un reducētājus saturošu šķīdumu, kā arī koloidālo šķīdumu un emulsiju pH noteikšanai. PH noteikšana ar stikla elektrodu balstās uz emf izmaiņām. elements, kas ir atgriezenisks attiecībā pret ūdeņraža joniem.
Stikla virsmas potenciāls saskarē ar skābes šķīdumu ir atkarīgs no šķīduma pH. Šī stikla īpašība tiek izmantota stikla elektrodos - pH indikatoros. Stikla elektrodam parasti ir mēģenes forma, kuras dibens ir izgatavots plānsienu stikla plāksnes vai bumbiņas formā ar sieniņu biezumu ne vairāk kā 0,01 mm. Buferšķīdumu ar zināmu pH līmeni ielej stikla elektrodā un ievieto testa šķīdumā.
Kā atskaites elektrods tiek izmantots kalomela elektrods. Šis elektrods ir trauks, kura apakšā ir dzīvsudrabs un kas savienots ar ķēdi ar platīna stiepli. Virs dzīvsudraba ir kalomela pasta ar KCl kristāliem, un virsū ir piesātināti KCl un kalomela (Hg2Cl2) šķīdumi. Elektroda saskare ar testa šķīdumu notiek caur plānu azbesta šķiedru. Kalomela atsauces elektrodu var izmantot pH mērījumiem temperatūrā, kas nepārsniedz 60 °C; Fluorīdus saturošu šķīdumu pH nav iespējams izmērīt.
pH metru vienmēr pārbauda un noregulē, izmantojot buferšķīdumu, kura pH ir tuvu pārbaudāmā šķīduma pH. Piemēram, lai mērītu pH diapazonā no 2 līdz 6, sagatavojiet Serensen buferšķīdumu ar pH = 3 vai 4 vai izmantojiet standarta buferšķīdumu ar pH = 4,62.
Laboratorijas praksē pH mērīšanai tiek izmantots pH metrs LPU-01, kas paredzēts šķīdumu pH noteikšanai diapazonā no -2 līdz 14 ar 4 pH vienību diapazonu: -2-2; 2-4; 6-10; 10-14. Ierīces jutība ir 0,01 pH. Viņi izmanto arī īpašu laboratorijas pH mērītāju LPS-02; pH mērītājs PL-U1 tipa un pārnēsājams pH metrs-milivoltmetrs PPM-03M1.
Paaugstinātas precizitātes rūpnieciskais pārveidotājs ir pH-261 tipa pH mērītājs, kas paredzēts šķīdumu un celulozes pH mērīšanai. Lauka apstākļos ūdens šķīdumu pH mērīšanai izmanto pH-47M pH metru; sāls augsnes ekstraktu pH mērīšanai - pH metrs PLP-64; Pienam un piena produktiem izmanto pH mērītāju pH-222-2. Darbs ar pH mērītājiem tiek veikts saskaņā ar instrukcijām, kas pievienotas katrai ierīcei.
pH vērtība (pH faktors) ir ūdeņraža jonu aktivitātes mērs šķīdumā, kvantitatīvi izsakot tā skābumu. Ja pH nav optimālā līmenī, augi sāk zaudēt spēju absorbēt dažus elementus, kas tiem nepieciešami veselīgai augšanai. Visiem augiem ir noteikts pH līmenis, kas ļauj tiem sasniegt maksimālos rezultātus augot. Lielākā daļa augu dod priekšroku nedaudz skābai augšanas videi (no 5,5 līdz 6,5).
Ūdeņraža indekss formulās
Ļoti atšķaidītos šķīdumos pH vērtība ir līdzvērtīga ūdeņraža jonu koncentrācijai. Pēc lieluma ir vienāds ar ūdeņraža jonu aktivitātes decimāllogaritmu un pretēja zīmei, kas izteikta molos litrā:
pH = -lg
Standarta apstākļos pH vērtība svārstās no 0 līdz 14. Tīrā ūdenī pie neitrāla pH H + koncentrācija ir vienāda ar OH - koncentrāciju un ir 1·10 -7 mol litrā. Maksimālā iespējamā pH vērtība tiek definēta kā pH un pOH summa, un tā ir vienāda ar 14.
Pretēji izplatītajam uzskatam, pH var mainīties ne tikai diapazonā no 0 līdz 14, bet arī pārsniegt šīs robežas. Piemēram, pie ūdeņraža jonu koncentrācijas = 10 −15 mol/l, pH = 15, pie hidroksīda jonu koncentrācijas 10 mol/l pOH = −1.
Ir svarīgi saprast! PH skala ir logaritmiska, kas nozīmē, ka katra izmaiņu vienība ir vienāda ar desmitkārtīgām ūdeņraža jonu koncentrācijas izmaiņām. Citiem vārdiem sakot, šķīdums ar pH 6 ir desmit reizes skābāks nekā šķīdums ar pH 7, un šķīdums ar pH 5 būs desmit reizes skābāks nekā šķīdums ar pH 6 un simts reizes skābāks nekā šķīdums ar pH. 7. Tas nozīmē, ka tad, kad regulējat sava uzturvielu šķīduma pH un jums ir jāmaina pH par diviem punktiem (piemēram, no 7,5 uz 5,5), jums ir jāizmanto desmit reizes vairāk pH regulētāja nekā tad, ja pH mainītu tikai par viens punkts (no 7,5 līdz 6,5).
PH vērtības noteikšanas metodes
Šķīdumu pH vērtības noteikšanai tiek plaši izmantotas vairākas metodes. PH vērtību var aptuveni novērtēt, izmantojot indikatorus, precīzi izmērīt ar pH metru vai noteikt analītiski, veicot skābes-bāzes titrēšanu.
Skābju-bāzes indikatori
Lai aptuveni novērtētu ūdeņraža jonu koncentrāciju, plaši tiek izmantoti skābju-bāzes indikatori - organiskās krāsvielas, kuru krāsa ir atkarīga no vides pH. Pazīstamākie rādītāji ietver lakmusu, fenolftaleīnu, metiloranžu (metiloranžu) un citus. Indikatori var pastāvēt divās dažādās krāsās – skābā vai bāziskā. Katra indikatora krāsas maiņa notiek savā skābuma diapazonā, parasti 1-2 vienības.
Universāls indikators
Lai paplašinātu pH mērījumu darba diapazonu, tiek izmantots tā sauktais universālais indikators, kas ir vairāku indikatoru sajaukums. Universālais indikators secīgi maina krāsu no sarkanas līdz dzeltenai, zaļai, zilai līdz violetai, pārejot no skābā reģiona uz pamata.
Šādu maisījumu šķīdumi - "universālie indikatori" - parasti tiek piesūcināti ar "indikatora papīra" sloksnēm, ar kuru palīdzību jūs varat ātri (ar pH vienību vai pat pH desmitdaļu precizitāti) noteikt ūdens šķīdumu skābumu. tiek pētīta. Precīzākai noteikšanai indikatora papīra krāsa, kas iegūta, uzklājot šķīduma pilienu, tiek nekavējoties salīdzināta ar atsauces krāsu skalu, kuras izskats ir attēlots attēlos.
Duļķainiem vai krāsainiem šķīdumiem ir grūti noteikt pH ar indikatora metodi.
Ņemot vērā to, ka optimālajām pH vērtībām uzturvielu šķīdumiem hidroponikā ir ļoti šaurs diapazons (parasti no 5,5 līdz 6,5), es izmantoju arī citas indikatoru kombinācijas. Piemēram, mūsējam ir darba diapazons un skala no 4,0 līdz 8,0, kas padara šādu testu precīzāku salīdzinājumā ar universālo indikatorpapīru.
pH metrs
Speciālas ierīces - pH metra - izmantošana ļauj mērīt pH plašākā diapazonā un precīzāk (līdz 0,01 pH vienībai), nekā izmantojot universālos indikatorus. Metode ir ērta un ļoti precīza, īpaši pēc indikatora elektroda kalibrēšanas izvēlētajā pH diapazonā. Tas ļauj izmērīt necaurspīdīgu un krāsainu šķīdumu pH, tāpēc to plaši izmanto.
Analītiskā tilpuma metode
Arī analītiskā tilpuma metode - skābes-bāzes titrēšana - nodrošina precīzus rezultātus šķīdumu skābuma noteikšanai. Testējamajam šķīdumam pa pilienam pievieno zināmas koncentrācijas šķīdumu (titrantu). Tos sajaucot, notiek ķīmiska reakcija. Ekvivalences punkts - brīdis, kad ir precīzi pietiekami daudz titranta, lai pilnībā pabeigtu reakciju, tiek reģistrēts, izmantojot indikatoru. Tālāk, zinot pievienotā titrēšanas šķīduma koncentrāciju un tilpumu, aprēķina šķīduma skābumu.
Temperatūras ietekme uz pH vērtībām
PH vērtība var mainīties plašā diapazonā, mainoties temperatūrai. Tādējādi 0,001 molāram NaOH šķīdumam 20 °C temperatūrā ir pH=11,73, bet 30 °C temperatūrā pH=10,83. Temperatūras ietekme uz pH vērtībām ir izskaidrojama ar atšķirīgu ūdeņraža jonu (H +) disociāciju, un tā nav eksperimentāla kļūda. Temperatūras efektu nevar kompensēt ar pH metra elektroniku.
Uzturvielu šķīduma pH regulēšana
Barības šķīduma paskābināšana
Uzturvielu šķīdums parasti ir jāpaskābina. Augu jonu absorbcija izraisa pakāpenisku šķīduma sārmināšanu. Jebkurš šķīdums, kura pH ir 7 vai augstāks, visbiežāk būs jāpielāgo tā optimālajam pH līmenim. Barības šķīduma paskābināšanai var izmantot dažādas skābes. Visbiežāk izmanto sērskābi vai fosforskābi. Labāks risinājums hidroponiskiem risinājumiem ir bufera piedevas, piemēram, un. Šie produkti ne tikai nodrošina pH vērtību optimālā līmenī, bet arī stabilizē vērtības ilgu laiku.
Regulējot pH gan ar skābēm, gan sārmiem, jāvalkā gumijas cimdi, lai neradītu ādas apdegumus. Pieredzējis ķīmiķis prasmīgi rīkojas ar koncentrētu sērskābi, viņš pilienu pa pilienam pievieno skābi ūdenim. Bet iesācējiem hidroponistiem varbūt labāk ir sazināties ar pieredzējušu ķīmiķi un lūgt viņam sagatavot 25% sērskābes šķīdumu. Pievienojot skābi, šķīdumu maisa un nosaka tā pH. Tiklīdz jūs zināt aptuveno sērskābes daudzumu, varat to pievienot no graduēta cilindra.
Sērskābe jāpievieno mazās porcijās, lai pārāk nesaskābinātu šķīdumu, kas pēc tam atkal būs sārmains. Nepieredzējušam darbiniekam paskābināšana un sārmināšana var turpināties bezgalīgi. Papildus laika un reaģentu tērēšanai šāda regulēšana izjauc barības vielu šķīdumu līdzsvarā, jo uzkrājas augiem nevajadzīgi joni.
Uzturvielu šķīduma sārmināšana
Pārāk skābus šķīdumus padara sārmainus ar nātrija hidroksīdu (nātrija hidroksīdu). Kā norāda nosaukums, tā ir kodīga viela, tāpēc jālieto gumijas cimdi. Nātrija hidroksīdu ieteicams iegādāties tablešu veidā. Sadzīves ķīmijas veikalos nātrija hidroksīdu var iegādāties kā notekas tīrīšanas līdzekli, piemēram, "Mole". Izšķīdiniet vienu tableti 0,5 litros ūdens un pakāpeniski pievienojiet sārma šķīdumu uzturvielu šķīdumam, nepārtraukti maisot, bieži pārbaudot tā pH. Neviens matemātisku aprēķinu daudzums nevar noteikt, cik daudz skābes vai sārmu vajadzētu pievienot konkrētā gadījumā.
Ja vēlaties vienā paplātē audzēt vairākas kultūras, tās ir jāizvēlas tā, lai sakristu ne tikai to optimālais pH līmenis, bet arī vajadzības pēc citiem augšanas faktoriem. Piemēram, dzeltenajām narcisēm un krizantēmām nepieciešams pH 6,8, bet atšķirīgs mitruma līmenis, tāpēc tās nevar audzēt vienā paplātē. Ja jūs piešķirat narcisēm tikpat daudz mitruma kā krizantēmām, narcises sīpoli sapūtīs. Eksperimentos rabarberi sasniedza maksimālo attīstību pie pH 6,5, bet varēja augt pat pie pH 3,5. Auzas, kas dod priekšroku pH apmēram 6, dod labu ražu pie pH 4, ja slāpekļa devu barības šķīdumā ievērojami palielina. Kartupeļi aug diezgan plašā pH diapazonā, bet vislabāk tie aug pie pH 5,5. Zem šī pH tiek iegūta arī augsta bumbuļu raža, taču tie iegūst skābu garšu. Lai iegūtu maksimāli augstas kvalitātes ražu, ir precīzi jānoregulē uzturvielu šķīdumu pH.
Ūdeņraža indekss - pH - ir ūdeņraža jonu aktivitātes mērs (atšķaidītu šķīdumu gadījumā atspoguļo koncentrāciju) šķīdumā, kvantitatīvi izsakot tā skābumu, ko aprēķina kā negatīvu (ņemts ar pretēju zīmi) decimāllogaritmu ūdeņraža jonu aktivitāte, izteikta molos litrā.
pH = – log
Šo koncepciju 1909. gadā ieviesa dāņu ķīmiķis Sērensens. Indikatoru sauc par pH, pēc pirmajiem burtiem latīņu valodā potentia hydrogeni - ūdeņraža stiprums, vai pondus hydrogenii - ūdeņraža svars.
Apgrieztā pH vērtība ir nedaudz mazāk izplatīta - šķīduma bāziskuma rādītājs pOH, kas vienāds ar OH jonu koncentrācijas šķīdumā negatīvo decimāllogaritmu:
рОН = – žurnāls
Tīrā ūdenī 25°C temperatūrā ūdeņraža jonu () un hidroksīda jonu () koncentrācija ir vienāda un sasniedz 10 -7 mol/l, tas tieši izriet no ūdens autoprotolīzes konstantes K w, ko citādi sauc par jonu ūdens produkts:
K w = 10–14 [mol 2 /l 2 ] (pie 25°C)
pH + pH = 14
Ja abu veidu jonu koncentrācija šķīdumā ir vienāda, šķīdums tiek uzskatīts par neitrālu. Pievienojot ūdenim skābi, palielinās ūdeņraža jonu koncentrācija un attiecīgi samazinās hidroksīda jonu koncentrācija, pievienojot bāzi, gluži pretēji, palielinās hidroksīda jonu saturs un samazinās ūdeņraža jonu koncentrācija. Kad > šķīdums tiek uzskatīts par skābu, un kad > tas ir sārmains.
pH noteikšana
Šķīdumu pH vērtības noteikšanai tiek plaši izmantotas vairākas metodes.
1) pH vērtību var aptuveni novērtēt, izmantojot indikatorus, precīzi izmērīt ar pH metru vai noteikt analītiski, veicot skābes-bāzes titrēšanu.
Lai aptuveni novērtētu ūdeņraža jonu koncentrāciju, plaši tiek izmantoti skābju-bāzes indikatori - organiskās krāsvielas, kuru krāsa ir atkarīga no vides pH. Pazīstamākie rādītāji ietver lakmusu, fenolftaleīnu, metiloranžu (metiloranžu) un citus. Indikatori var pastāvēt divās dažādās krāsās – skābā vai bāziskā. Katra indikatora krāsas maiņa notiek savā skābuma diapazonā, parasti 1-2 vienības (sk. 1. tabulu, 2. nodarbību).
Lai paplašinātu pH mērījumu darba diapazonu, tiek izmantots tā sauktais universālais indikators, kas ir vairāku indikatoru sajaukums. Universālais indikators maina krāsu secīgi no sarkanas līdz dzeltenai, zaļai, zilai līdz violetai, pārejot no skāba reģiona uz sārmainu. Duļķainiem vai krāsainiem šķīdumiem ir grūti noteikt pH ar indikatora metodi.
2) Arī analītiskā tilpuma metode - skābes-bāzes titrēšana - dod precīzus rezultātus šķīdumu kopējā skābuma noteikšanai. Testējamajam šķīdumam pa pilienam pievieno zināmas koncentrācijas šķīdumu (titrantu). Tos sajaucot, notiek ķīmiska reakcija. Ekvivalences punkts - brīdis, kad ir precīzi pietiekami daudz titranta, lai pilnībā pabeigtu reakciju, tiek reģistrēts, izmantojot indikatoru. Tālāk, zinot pievienotā titrēšanas šķīduma koncentrāciju un tilpumu, aprēķina kopējo šķīduma skābumu.
Vides skābums ir svarīgs daudziem ķīmiskiem procesiem, un konkrētas reakcijas iespēja vai iznākums bieži ir atkarīgs no vides pH. Lai saglabātu noteiktu pH vērtību reakcijas sistēmā laboratorijas pētījumos vai ražošanā, tiek izmantoti buferšķīdumi, kas ļauj uzturēt gandrīz nemainīgu pH vērtību, atšķaidot vai pievienojot šķīdumam nelielu daudzumu skābes vai sārmu.
PH vērtību plaši izmanto, lai raksturotu dažādu bioloģisko barotņu skābju-bāzes īpašības (2. tabula).
Reakcijas vides skābums ir īpaši svarīgs bioķīmiskajām reakcijām, kas notiek dzīvās sistēmās. Ūdeņraža jonu koncentrācija šķīdumā bieži ietekmē olbaltumvielu un nukleīnskābju fizikāli ķīmiskās īpašības un bioloģisko aktivitāti, tāpēc normālai organisma funkcionēšanai skābju-bāzes homeostāzes uzturēšana ir ārkārtīgi svarīgs uzdevums. Bioloģisko šķidrumu optimālā pH dinamiska uzturēšana tiek panākta ar bufersistēmu darbību.
3) Speciālas ierīces - pH metra - izmantošana ļauj izmērīt pH plašākā diapazonā un precīzāk (līdz 0,01 pH vienībai) nekā izmantojot indikatorus, ir ērta un ļoti precīza, ļauj izmērīt pH necaurspīdīgam. un krāsainiem šķīdumiem, un tāpēc to plaši izmanto.
Izmantojot pH metru, tiek mērīta ūdeņraža jonu koncentrācija (pH) šķīdumos, dzeramajā ūdenī, pārtikas produktos un izejvielās, vides objektos un ražošanas sistēmās nepārtrauktai tehnoloģisko procesu uzraudzībai, tai skaitā agresīvā vidē.
PH metrs ir neaizstājams urāna un plutonija atdalīšanas pH šķīdumu aparatūras uzraudzībai, kad prasības iekārtu rādījumu pareizībai bez kalibrēšanas ir ārkārtīgi augstas.
Ierīci var izmantot stacionārās un mobilās laboratorijās, tostarp lauka laboratorijās, kā arī klīniskās diagnostikas, tiesu medicīnas, pētniecības un ražošanas laboratorijās, tostarp gaļas, piena un maizes rūpniecībā.
Pēdējā laikā pH mērītājus plaši izmanto arī akvāriju fermās, ūdens kvalitātes monitoringam sadzīves apstākļos, lauksaimniecībā (īpaši hidroponikā), arī veselības diagnostikas uzraudzībai.
2. tabula. pH vērtības dažām bioloģiskām sistēmām un citiem risinājumiem
Raksti par tēmu
