Aktiv reaktion. Aktiv reaktion og redoxpotentiale. Hvad skal du gøre, hvis du finder acidose i din fisk

Blodets aktive reaktion, forårsaget af koncentrationen af ​​hydrogen (H") og hydroxyl (OH") ioner i det, er af ekstrem vigtig biologisk betydning, eftersom metaboliske processer kun forløber normalt med en vis reaktion.

Blod har en let alkalisk reaktion. Det aktive reaktionsindeks (pH) for arterielt blod er 7,4; pH-værdien af ​​venøst ​​blod er på grund af dets højere kuldioxidindhold 7,35. Inde i cellerne er pH lidt lavere og er lig med 7 - 7,2, hvilket afhænger af cellernes stofskifte og dannelsen af ​​sure stofskifteprodukter i dem.

Den aktive blodreaktion holdes i kroppen på et relativt konstant niveau, hvilket forklares af plasma og røde blodlegemers bufferegenskaber samt udskillelsesorganernes aktivitet.

Bufferegenskaber er iboende i opløsninger, der indeholder en svag (dvs. let dissocieret) syre og dens salt dannet af en stærk base. Tilsætning af en stærk syre eller alkali til en sådan opløsning forårsager ikke et så stort skift mod surhed eller alkalinitet, som hvis den samme mængde syre eller alkali tilsættes vand. Dette forklares ved, at den tilsatte stærke syre fortrænger den svage syre fra dens forbindelser med baser. I dette tilfælde dannes en svag syre og et salt af en stærk syre i opløsningen. Bufferopløsningen forhindrer således den aktive reaktion i at forskyde sig. Når en stærk alkali tilsættes til en bufferopløsning, dannes et salt af en svag syre og vand, som et resultat af hvilket den mulige forskydning af den aktive reaktion til den alkaliske side falder.

Blodets bufferegenskaber skyldes, at det indeholder følgende stoffer, der danner de såkaldte buffersystemer: 1) kulsyre - natriumbicarbonat (carbonatbuffersystem), 2) monobasisk - dibasisk natriumfosfat (phosphatbuffersystem) , 3) plasmaproteiner (plasmaproteinbuffersystem) - proteiner, som er amfolytter, er i stand til at fjerne både hydrogen- og hydroxylioner afhængigt af omgivelsernes reaktion; 4) hæmoglobin - kaliumsalt af hæmoglobin (hæmoglobinbuffersystem). Blodfarvestoffets bufferegenskaber - hæmoglobin - skyldes, at det, som er en svagere syre end H 2 CO 3, giver det kaliumioner, og selv ved at tilsætte H "-ioner bliver det til en meget svagt dissocierende syre. Cirka 75 % af blodets bufferkapacitet skyldes hæmoglobin. Carbonat- og fosfatbuffersystemer er af mindre betydning for at opretholde konstanten af ​​den aktive blodreaktion.

Buffersystemer er også til stede i væv, på grund af hvilke pH-værdien af ​​væv er i stand til at forblive på et relativt konstant niveau. De vigtigste vævsbuffere er proteiner og fosfater. På grund af tilstedeværelsen af ​​buffersystemer forårsager kuldioxid, mælkesyre, phosphorsyre og andre syrer dannet i celler under metaboliske processer, der passerer fra væv ind i blodet, normalt ikke væsentlige ændringer i dens aktive reaktion.

En karakteristisk egenskab ved blodbuffersystemer er en lettere forskydning af reaktionen til den alkaliske side end til den sure side. For at flytte blodplasma-reaktionen til den alkaliske side er det således nødvendigt at tilsætte 40-70 gange mere natriumhydroxid til det end til rent vand. For at forårsage et skift i dets reaktion til den sure side, er det nødvendigt at tilsætte 327 gange mere saltsyre til det end til vand. Alkaliske salte af svage syrer indeholdt i blodet danner den såkaldte alkaliske blodreserve. Værdien af ​​sidstnævnte kan bestemmes af antallet af kubikcentimeter kuldioxid, der kan bindes af 100 ml blod ved et kuldioxidtryk på 40 mm Hg. Art., dvs. omtrent svarende til det normale kuldioxidtryk i alveoleluften.

Da der i blodet er et vist og nogenlunde konstant forhold mellem syre- og basiskækvivalenter, er det sædvanligt at tale om blodets syre-base-balance.

Gennem forsøg på varmblodede dyr, samt kliniske observationer, er ekstreme grænser for ændringer i blodets pH-værdi, som er forenelige med liv, blevet etableret. Tilsyneladende er sådanne ekstreme grænser værdier på 7,0-7,8. Et pH-skift ud over disse grænser forårsager alvorlige forstyrrelser og kan føre til døden. Et langsigtet skift i pH hos mennesker, selv med 0,1-0,2 sammenlignet med normen, kan være katastrofalt for kroppen.

På trods af tilstedeværelsen af ​​buffersystemer og god beskyttelse af kroppen mod mulige ændringer i blodets aktive reaktion, observeres skift mod at øge dets surhedsgrad eller alkalinitet stadig under visse forhold, både fysiologiske og især patologiske. Et skift i den aktive reaktion til den sure side kaldes acidose, et skift til den alkaliske side kaldes alkalose.

Der er kompenseret og ukompenseret acidose og kompenseret og ukompenseret alkalose. Ved ukompenseret acidose eller alkalose observeres et reelt skift i den aktive reaktion til den sure eller alkaliske side. Dette sker på grund af udmattelsen af ​​kroppens regulatoriske tilpasninger, dvs. når blodets bufferegenskaber er utilstrækkelige til at forhindre en ændring i reaktionen. Med kompenseret acidose eller alkalose, som observeres oftere end ukompenserede, er der ingen ændring i den aktive reaktion, men bufferkapaciteten i blodet og væv falder. Et fald i bufferkapaciteten af ​​blod og væv skaber en reel fare for overgangen af ​​kompenserede former for acidose eller alkalose til ukompenserede.

Acidose kan for eksempel opstå på grund af en stigning i kuldioxidniveauet i blodet eller på grund af et fald i den alkaliske reserve. Den første type acidose, gasacidose, observeres, når det er svært at fjerne kuldioxid fra lungerne, for eksempel ved lungesygdomme. Den anden type acidose er ikke-gas, den opstår, når der dannes en overskydende mængde syrer i kroppen, for eksempel ved diabetes eller nyresygdomme. Alkalose kan også være gasformig (øget CO 3 frigivelse) og ikke-gasagtig (øget reservealkalinitet).

Ændringer i blodets alkaliske reserve og mindre ændringer i dets aktive reaktion forekommer altid i kapillærerne i det systemiske og pulmonale kredsløb. Således forårsager indtrængen af ​​en stor mængde kuldioxid i blodet af vævskapillærer forsuring af venøst ​​blod med 0,01-0,04 pH sammenlignet med arterielt blod. Den modsatte forskydning af den aktive blodreaktion til den alkaliske side sker i lungekapillærerne som følge af overgangen af ​​kuldioxid til den alveolære luft.

For at opretholde en konstant blodreaktion er aktiviteten af ​​åndedrætsapparatet af stor betydning, hvilket sikrer fjernelse af overskydende kuldioxid ved at øge ventilationen af ​​lungerne. En vigtig rolle i at opretholde blodreaktionen på et konstant niveau tilhører også nyrerne og mave-tarmkanalen, som frigiver overskydende syrer og baser fra kroppen.

Når den aktive reaktion skifter til den sure side, udskiller nyrerne øgede mængder surt monobasisk natriumfosfat i urinen, og når den aktive reaktion skifter til den alkaliske side, udskilles betydelige mængder alkaliske salte i urinen: dibasisk natriumfosfat og natriumbicarbonat. I det første tilfælde bliver urinen skarpt sur, og i den anden - alkalisk (urin pH under normale forhold er 4,7-6,5, og hvis syre-base balancen er forstyrret, kan den nå 4,5 og 8,5).

Relativt små mængder mælkesyre udskilles også af svedkirtlerne.

Hver af os husker formlerne for mindst flere molekyler fra vores kemikursus. Selvom du ikke kender selve kemiens principper, så har du sandsynligvis én symbolsk indtastning i din hukommelse – H2O, som betyder, at et vandmolekyle består af to brintatomer forbundet med et oxygenatom. Men et sådant molekyle er kemisk inaktivt, det vil sige, at det ikke kan reagere med andre stoffer. Denne proces er kun mulig, når molekyler desintegrerer til ioner.

Ikke alle, men en vis del af vandmolekyler dissocierer i en positivt ladet kation H+ og en anion med en negativ ladning OH-. En sådan adskillelse og kombination til et komplet molekyle sker konstant, den ene del af molekylerne bryder op i ioner, og den anden på dette tidspunkt går sammen. I kemisk rent vand ved stuetemperatur er 1/10.000.000 af det samlede antal molekyler konstant i en dissocieret tilstand.

Andelen af ​​dissocierede molekyler kan stige eller falde. Temperatursvingninger påvirker ikke dette fænomen; i det mindste inden for stuetemperatur forbliver antallet af molekyler det samme. Men tilsætning af andre stoffer opløst i vand påvirker i høj grad antallet af partikler.

Indvirkningen på graden af ​​dissociation kan være tredelt:

1. Det opløste stof ændrer ikke andelen af ​​dissocierede molekyler. For eksempel kan du opløse bordsalt (NaCl) i vand, som vil dissociere til Na+ og C1- ioner. Andelen af ​​H+ og OH- ioner, der udgør vand, ændres ikke.
2. Det opløste stof øger koncentrationen af ​​H+ ioner. For eksempel dissocierer molekyler af fosforsyre H2PO3 også i to H+ ioner og en PO3-. Det betyder, at antallet af H+ ioner i en opløsning af vand og fosforsyre vil stige, mens antallet af OH- ioner ikke ændres.
3. Det opløste stof øger koncentrationen af ​​OH-ioner. For eksempel danner natriumhydroxid (NaOH) molekyler Na+ og OH- ioner. I dette tilfælde vil koncentrationen af ​​H+ ioner ikke ændre sig, men der vil være flere OH- ioner i opløsningen.

Hermed kan vi afslutte prologen, som er fuld af komplekse udtryk, og drage hovedkonklusionerne. Overskydende H+ giver vand surt egenskaber og overskydende OH- - basisk. Hvor andelen af ​​dissocierede molekyler ikke har ændret sig, har vand neutrale egenskaber. Generelt kaldes denne egenskab ved vand aktiv reaktion.

For at vurdere den aktive reaktion i tal skal du bruge den såkaldte pH-indikator. Det er lig med antilogaritmen for H+ ioner i opløsning, det vil sige for kemisk rent vand antilog (1/10.000.000) = 7. For dem der ikke er særlig gode til matematik og ikke ved hvad en antilogaritme er, gør jeg opmærksom på antallet af nuller i fraktionen dissocierede vandmolekyler - det falder sammen med værdien af ​​brintindekset. Neutralt vands pH-værdi forkortes til pH 7. Forkortelsen pH betyder pondus hydrogenii, som fra latin oversættes til "brintværdi".

I den mest generelle forstand, ved en pH på 7, har vand neutrale egenskaber, og ved en pH på 7 er det basisk. For mere præcist at angive dets egenskaber kaldes vand:

• pH 1-3 - stærkt surt;
• pH 3-5 - surt;
• pH 5-7 - let surt;
• pH 7 - neutral;
• pH 7-9 - let alkalisk;
• pH 9-11 - alkalisk;
• pH 11-14 - stærkt basisk.

I ovenstående eksempel er listen over forskellige stoffer, der ændrer brintindekset, langt fra udtømt. Alle af dem, uanset kemisk sammensætning, påvirker denne værdi. Syrer og deres salte sænker det (eller med andre ord forsurer vand). Tilstedeværelsen af ​​alkalier eller alkaliske salte i vand bidrager til en stigning i pH-værdien. Nogle stoffer ændrer ikke på pH-værdien – det er neutrale stoffer.

I akvariepraksis har man længe brugt flere stoffer, der kan påvirke den aktive reaktion. For eksempel reduceres pH-værdien ved hjælp af et surt tørveafkog. Kuldioxid opløst i vand har samme effekt. Ved opdræt af akvariefisk bruges ofte fosforsyre. pH-værdien øges med en opløsning af bagepulver (Na2HCO3). Som du forstår, kan du forsure eller alkalisere vand med ethvert stof, der har de passende egenskaber, men til brug i et akvarium bør det ikke være giftigt. Derfor kan den givne liste over stoffer, der anvendes i akvariebrug, betragtes som udtømmende.

Ofte, når man taler om pH-værdien af ​​vand, bruger akvarister udtrykkene "surhed" eller "alkalinitet". Desuden bruger de dem, som om en stigning i surhedsgraden er det samme som et fald i pH og omvendt. Faktisk er dette en fejl. Surhed er antallet af sure rester i vand og måles i mg/l, hvilket betyder, at den samme surhed kan svare til forskellige pH-værdier, afhængig af styrken af ​​denne sure rest. For eksempel er kulsyre i en prøve opløst i samme koncentration, og i en anden - saltsyre. Da saltsyrens sure egenskaber er hundredvis af gange stærkere end kulsyre, vil pH-værdien i en opløsning af saltsyre være meget lavere, og opløsningernes surhedsgrad vil være den samme. Det samme kan siges om alkalinitet. Det er bedre slet ikke at bruge disse udtryk i akvariepraksis.

I. Sheremetyev

Aktiv reaktion miljø. Det er forårsaget af tilstedeværelsen af ​​H + og OH - ioner i vand. Som det er kendt, dissocierer nogle vandmolekyler i disse ioner, og produktet af deres koncentrationer er en konstant værdi, numerisk lig ved 25°C til 10 -14 g ioner pr. 1 dm 3 vand.

Figur 6 - Skema over stofkredsløbet i havet (ved )

I det tilfælde, hvor koncentrationerne af H + og OH - ioner er ens (hver af dem er indeholdt i en mængde på 10 -7 g ioner / dm 3) vand neutral. Ved en stigning i indholdet af H + og OH - ioner mere end 10 -7 g-ioner/dm 3 vil vandet være tilsvarende sur eller alkalisk.

Normalt er det ikke H+-koncentrationen, der tages som en indikator for den aktive reaktion, men dens decimallogaritme med modsat fortegn. Denne mængde kaldes brint indikator og er angivet med symbolet pH. Hvis pH-værdien er mindre end 7, er vandet surt; hvis pH-værdien er større end 7, er det basisk; for neutralt vand er pH-værdien 7.

Den aktive reaktion af naturligt vand er ret stabil, fordi På grund af tilstedeværelsen af ​​karbonater repræsenterer de et højt bufret system. I mangel af karbonater kan vandets pH falde. Under intens fotosyntese kan pH-værdien stige til 10 eller mere på grund af den næsten fuldstændige forsvinden af ​​kuldioxid fra vandet.

I havvand er pH sædvanligvis 8,1-8. Naturlige farvande med en pH fra 3,4 til 6,5 kaldes sur , med pH fra 6,5 ​​til 7,5 - neutral , med pH fra 7,5 til 10 og derover - alkalisk .

I samme vandområde kan pH-værdien i løbet af dagen svinge med 2 enheder eller mere: om natten falder pH-værdien som følge af forsuring af vandet med kuldioxid, der frigives under vejrtrækningen, om dagen stiger den på grund af forbrug af kuldioxid fra fotosyntetiske planter. I jordbunden i søer og sumpe er pH-værdien normalt lidt under 7; i havsedimenter er den ofte lidt forskudt mod den alkaliske side.

I forhold til forskellige koncentrationer af brint og hydroxylioner er hydrobionter opdelt i:

euryionisk, der modstår store ændringer i pH;

stenoionisk, lever i farvande med pH-udsving inden for ubetydelige grænser. Blandt de stenoioniske er der acidofil(foretrækker surt vand) alkalifil(lever i basisk vand).

Den økologiske effekt af pH er forbundet med ændringer i permeabiliteten af ​​cellernes ydre membraner, indflydelsen på vand-saltmetabolismen, distributionsgrænserne og arten af ​​vandorganismers liv.

Redox potentiel. Karakteriserer betingelserne for forekomsten af ​​oxidative og reduktionsprocesser i miljøet.

Som et resultat af vekselvirkningen mellem to stoffer kan der forekomme en oxidations-reduktionsreaktion, hvilket fører til fremkomsten af ​​en elektrisk potentialforskel mellem dem - Øh, eller redox potentiale . Værdien af ​​Eh måles normalt i millivolt ( mV). Jo højere forholdet er mellem koncentrationen af ​​komponenter, der er i stand til at oxidere, og koncentrationen af ​​komponenter, der er i stand til at reducere, jo højere er det.

Koncentrationen af ​​den oxiderede form af brint (H +) er karakteriseret ved pH-værdien, koncentrationen af ​​den reducerede form af brint er udtrykt af indikatoren rH(eller rH 2 ), som er logaritmen af ​​trykket af molekylært brint, taget med det modsatte fortegn. Jo lavere rH-værdien er, jo højere er mediets reducerende evne. Redoxegenskaberne af et medium kan således karakteriseres både ved værdien af ​​redoxpotentialet Eh og ved vilkårlige enheder rH, hvilket indikerer koncentrationen af ​​molekylært hydrogen, der er i stand til at skabe disse redoxbetingelser. Jo højere redoxpotentialet er, jo højere er mediets oxidationskapacitet og jo højere er r-værdien, dvs. koncentrationen af ​​molekylært brint, der kræves for at skabe redoxforhold, er lavere.

Forholdet mellem Eh, rH og pH udtrykkes ved forholdet:

Eh=0,029 (rH-2pH).

Hav og ferskvand, der indeholder en betydelig mængde ilt, har en positiv Eh = 300-350 mV, dvs. er et oxideret miljø, og i det er værdien af ​​rH = 35-40. I de nederste lag af vand falder iltindholdet, Eh bliver negativ, rH falder til 15-12.

Størrelsen af ​​redoxpotentialet påvirker hastigheden af ​​svovlbrinteoxidation af svovlbakterier og hydrobionternes opførsel.

Visse egenskaber ved vand i forskellige dele af reservoirer og vandløb viser sig i forskellig grad. Indtrængning af lys, bevægelse af vand, temperaturforhold, iltbalance osv. viser, at i forskellige dele af reservoirer viser vandets egenskaber sig ikke i samme grad.

Koncentration af brintioner i miljøet (jord, vand); pH. Ved pH 7 er miljøet neutralt, under 7 er det surt, over 7 er det basisk. Miljøets aktive reaktion er en af ​​de vigtigste abiotiske faktorer. Ved at ændre permeabiliteten af ​​cellernes ydre membraner påvirker pH organismers vand-saltmetabolisme. Skelne stenoioniske arter, lever i farvande med pH-udsving, for eksempel inden for 5-6, og Euryion arter, der modstår store ændringer i denne faktor. Med alderen øges organismers modstand mod pH-skift (for eksempel dør unge prøver af krebsdyret Gammarus pulex i vand med en pH-værdi på 6-6,2 efter 1,5-2 dage, og større - efter 5). Vandorganismers modstand mod giftige stoffer afhænger af vandets pH.

Økologisk encyklopædisk ordbog. - Chisinau: Hovedredaktionen for Moldavian Soviet Encyclopedia. I.I. Dedu. 1989.

Se, hvad "AKTIV REAKTION AF MILJØET" er i andre ordbøger:

MILJØETS REAKTION- MILJØREAKTION, et udtryk, der bruges i kemi og er karakteriseret ved forholdet mellem hydrogen og hydroxylioner. R.s. er sur, hvis hydrogenioner dominerer i opløsningen; løsningen i dette tilfælde udviser egenskaberne af k^gy. Hvornår… …

Se art. Aktiv reaktion af miljøet. Økologisk encyklopædisk ordbog. Chisinau: Hovedredaktionen for Moldavian Soviet Encyclopedia. I.I. Dedu. 1989... Økologisk ordbog

ENZYMER- (syn. enzymer; fransk diastase), biol. midler, der katalyserer de fleste kemikalier. reaktioner, der ligger til grund for cellers og organismers livsaktivitet. En række karakteristiske egenskaber: termolabilitet, virkningsspecificitet, høj katalytisk effektivitet,... ... Great Medical Encyclopedia

- (fra latin fermentum - surdej) enzymer, specifikke proteinkatalysatorer til stede i alle levende celler. Næsten alle biokemiske reaktioner, der forekommer i enhver organisme og i deres naturlige kombination, der udgør dens stofskifte... ...

Udslettelse- (lat. obliteratio destruktion), et udtryk, der bruges til at betegne lukningen, ødelæggelsen af ​​et bestemt hulrum eller lumen gennem spredning af væv, der kommer fra væggene i en given hulrumsformation. Den angivne vækst er oftere... ... Great Medical Encyclopedia

LYS- (fra latin lumen lys), "kold glød", forårsaget ikke af en stigning i temperaturen (termisk eller temperaturstråling), men af ​​forskellige andre årsager. Afhængigt af metoden til excitation af gløden skelnes der mellem flere typer luminescens. Disse er: 1) ... Great Medical Encyclopedia

CARBONDIOXID- findes i reservoirvand i flere former: frit, bicarbonat og monocarbonat. Mængden af ​​frit vand er en indikator for vandforurening med organiske stoffer; at øge den til 30 ml/l er skadelig for fisk (forårsager øget... Damfiskeopdræt

Flydende væv, der cirkulerer i kredsløbssystemet hos mennesker og dyr; sikrer den vitale aktivitet af celler og væv og deres udførelse af forskellige fysiologiske funktioner. En af K.s hovedfunktioner er transport af gasser (O2 fra organer... ... Store sovjetiske encyklopædi

Tæt, svær at passere, bredbladet, mørk-nåletræ, flerlags sumpet eller vandfyldt skov. Udtrykket anvendes normalt til europæiske skove (for eksempel Belovezhskaya Pushcha, Nalibokskaya Pushcha). pH i miljøet, se Aktiv reaktion af miljøet... ... Økologisk ordbog

Arter, der kan modstå store ændringer i miljøets pH (f.eks. Chironomus mosquito larver, som kan modstå pH-udsving fra 2 til 10, krebsdyrene Cyclops languidus og Chydorus ovalis, hjuldyrene Anuraea cochlearis osv.). ons. Stenoion arter. Se også… … Økologisk ordbog

Mediets aktive reaktion refererer til koncentrationen af ​​hydrogenioner. Blandt de forskellige fysisk-kemiske beskyttelseskonstanter i kroppen, såsom isotermi, isotoni og andre, er konstanten af ​​koncentrationen af ​​hydrogenioner - isohydri - af særlig betydning for kroppens biologiske processer. Proteiners fysisk-kemiske tilstand, enzymers katalytiske funktion og saltioners aktivitet afhænger af koncentrationen af ​​hydrogenioner.

Ionisk produkt af vand. pH-værdi

Nøjagtige målinger viser, at rent destilleret vand kun er svagt elektrisk ledende. Vand er derfor dissocieret til en vis grad, hvilket kan repræsenteres af ligningen:

For reversible processer er dissociationskonstanten (K) udtrykt ved ligningen:

hvor [H + og er koncentrationerne af H + og OH - ioner ved en stabil ligevægt af dissocierede og udissocierede vandmolekyler. Denne koncentration er udtrykt i g-ioner pr. liter (g-ion/l), 1 g-ion H + = I g, I g-ion OH - = 17 g. [H 2 O] er ligevægtskoncentrationen af ​​udissocieret vand molekyler, mol /l.

Når man tager i betragtning, at ud af 555 millioner vandmolekyler kun én dissocierer, kan vi antage, at koncentrationen af ​​udissocierede vandmolekyler er næsten lig med den samlede koncentration af vand.

Koncentrationen af ​​vand bestemmes af antallet af g-mol vand i 1 liter. Ved at kende værdierne af K og , kan vi ud fra ligning I bestemme værdien af ​​produktet |H + ] og :

|H + ] . [ Åh - ] = K . [ H 2 O] = 1,8 . 10 -16 . 55,56 = 1 . 10 -14 , dvs.

|H + ] . [ Åh - ] = 10 -14 (2)

Produktet af koncentrationen af ​​hydrogenioner og hydroxidioner for vand ved konstant temperatur er en konstant værdi og kaldes ionisk produkt af vand.

Således er de indbyrdes forbundne koncentrationer af hydroxidioner og hydrogenioner konjugerede mængder. Følgelig, hvis koncentrationen af ​​hydrogenioner øges ved tilsætning af syre, vil koncentrationen af ​​hydroxidioner samtidig falde med samme mængde. Som følge heraf kan man ved koncentrationen af ​​hydrogenioner bedømme mediets natur:

|H + ] = [ Åh - ] = 10 -7 - neutralt miljø;

|H + ] > [ Åh - ] > 10 -7 - miljøet er surt;

|H + ] < [ Åh - ] < 10 -7 - alkalisk miljø.

Det skal bemærkes, at det er meget ubelejligt at karakterisere surheden og alkaliniteten af ​​en opløsning med tal med negative eksponenter. Derfor udtrykkes opløsningernes surhedsgrad normalt ikke ved koncentrationen af ​​H+ ioner, men ved dens decimallogaritme, taget med det modsatte fortegn. Denne værdi kaldes brintindekset og er angivet ved pH:

pH = -lg|H + ] (3)

Følgelig vil området af koncentrationer af hydrogenioner, udtrykt i pH, være repræsenteret af en række naturlige tal i henhold til skemaet:

Ris. 1.2. Område af hydrogenionkoncentrationer og værdier

Når du konverterer fra H + til pH, bør du bruge logaritmetabeller.

Metoder til bestemmelse af miljøets pH

Mediets surhedsgrad vurderes ved pH-metri. En måde at bestemme pH på er baseret på visse stoffers evne, kaldet indikatorer, til at ændre deres farve afhængigt af miljøets pH. Hver indikator er karakteriseret ved et bestemt farveovergangsinterval. Således ændrer phenolphtalein sin farve fra farveløs til rød inden for pH-området 8,2-10,0, og methylorange - inden for pH-området 3,1-4,4.

Metoder til at bestemme pH af et medium baseret på ændringer i farven på indikatorer kaldes kolorimetrisk. I øjeblikket bruges universelle indikatorer oftest. Dette er en blanding af konventionelle indikatorer, der ændrer farve inden for pH-området fra 2,0 til 10.

Ved bestemmelse af pH-værdien af ​​en opløsning med en universel indikator tilsættes en dråbe af indikatoren til den opløsning, der testes. Farven, der vises, sammenlignes med farvespektret, der leveres med indikatoren, svarende til visse pH-værdier. Nøjagtighed af pH-måling af mediet ved hjælp af den kolorimetriske metode ± 0,1. Papir imprægneret med en indikator (papirindikatorer) kan også tjene som en indikator.

En anden mere præcis metode til bestemmelse af pH er den elektrometriske metode; for at bestemme koncentrationen af ​​hydrogenioner i en opløsning ved den elektrometriske metode anvendes galvaniske celler, der er sammensat af to elektroder - en referenceelektrode med et stabilt og kendt potentiale og en indikator ( måleelektrode), hvis potentiale afhænger af koncentrationen af ​​H + ioner i opløsning. Hydrogen, quinhydron, antimon og glaselektroder bruges ofte som referenceelektroder. Glaselektroden fungerer godt i aggressive miljøer, dens potentiale etableres hurtigt.

Den elektromotoriske kraft af en galvanisk celle kan måles enten ved at tilslutte et voltmeter til kredsløbet eller ved kompensationsmetoden. I praksis bruges kun den anden af ​​disse metoder. Dens essens er, at emf. Det galvaniske element, der undersøges, afbalanceres af potentialforskellen, som opnås på en del af kompensationsinstallationens flux-akkord, drevet af et to-volts batteri. Begge elementer er forbundet med hinanden med poler af samme navn.