Определение pH растворов

Понятие pH и его физико-химическая сущность pH раствора представляет собой отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода:

pH = −log a_H⁺

где a_H⁺ — активность протонов в растворе. В разбавленных растворах при малой ионной силе активность близка к молярной концентрации [H⁺], и тогда pH можно приближённо рассматривать как −log [H⁺]. Однако в реальных условиях необходимо учитывать коэффициенты активности, зависящие от ионной силы, температуры и состава раствора.

Теоретические основы измерения pH Определение pH опирается на электродные методы анализа, основанные на регистрации электродных потенциалов. Согласно уравнению Нернста, электродный потенциал водородного электрода зависит от активности ионов водорода:

$$ E = E^0 + \frac{RT}{F} \ln a_{H^+} $$

где E⁰ — стандартный электродный потенциал, R — универсальная газовая постоянная, T — абсолютная температура, F — число Фарадея. Таким образом, измерение потенциала позволяет определить активность протонов, а через неё — pH раствора.

Методы определения pH

Электрометрический метод Наиболее точным и распространённым способом является потенциометрия с использованием ионоселективных электродов. Для измерений применяется комбинация индикаторного (стеклянного) электрода, чувствительного к ионам водорода, и электрода сравнения (обычно хлорсеребряного или каломельного). Стеклянный электрод имеет мембрану, проницаемую для протонов, и его потенциал зависит от концентрации H⁺ в растворе. Разность потенциалов между ним и электродом сравнения регистрируется с помощью высокоомного вольтметра.

Измерение проводится с предварительной калибровкой по буферным растворам с известным значением pH. Это позволяет компенсировать отклонения от идеального поведения и учесть индивидуальные характеристики конкретного электрода.
Индикаторный метод Основан на использовании кислотно-основных индикаторов, способных изменять окраску в зависимости от концентрации протонов. Каждому индикатору соответствует определённый интервал перехода цвета, зависящий от равновесия между кислотной и основной формами вещества. Метод прост и удобен, однако имеет ограниченную точность (погрешность порядка ±0,2–0,3 pH-единицы), зависит от субъективного восприятия цвета и состава раствора. Поэтому применяется в тех случаях, когда требуется приблизительное значение pH.
Метод с использованием универсальной индикаторной бумаги Универсальная бумага содержит смесь индикаторов, обеспечивающих изменение цвета во всём диапазоне pH (от 1 до 14). После погружения полоски в раствор её окраска сравнивается с эталонной шкалой. Данный метод позволяет быстро оценить кислотность или щёлочность, но его точность невысока, что ограничивает область применения.
Спектрофотометрический метод Используется в научных исследованиях, когда необходимо определение pH в очень разбавленных или окрашенных растворах. Метод основан на регистрации спектров поглощения индикаторов и математическом анализе соотношения их кислотной и основной форм.

Факторы, влияющие на точность измерений

Температура: изменение температуры влияет на коэффициенты активности и потенциал стеклянного электрода. Поэтому современные pH-метры снабжены термодатчиками и автоматической температурной компенсацией.
Ионная сила раствора: в концентрированных растворах необходимо учитывать отклонения активности от концентрации.
Состав раствора: присутствие органических растворителей, поверхностно-активных веществ и сильных окислителей может изменять чувствительность электрода.
Старение стеклянного электрода: со временем его мембрана изменяет свои свойства, что требует регулярной перекалибровки.

Практическое значение Определение pH играет ключевую роль в аналитической химии, биохимии, медицине, фармацевтике и промышленности. Оно используется для контроля качества воды, регулирования технологических процессов, исследования свойств растворов и кинетики реакций. Точность измерений особенно важна при производстве лекарственных препаратов, пищевых продуктов и в клинической диагностике.