Шкала pH
В уксусе с pH 2.4 ионов гидроксония на литр примерно в 40 000 раз больше, чем в чистой воде с pH 7.
Перетащи, чтобы повернуть. Для изменения масштаба прокрути колёсико или сведи и разведи два пальца.
Концентрация ионов гидроксония в растворе может составлять больше моля на литр в сильной кислоте и меньше 10⁻¹⁴ моль на литр в сильном основании. Постоянно писать числа вроде 0.0000001 и 0.00000000001 неудобно, поэтому химики используют логарифмическую шкалу. pH раствора равен десятичному логарифму концентрации ионов гидроксония, взятому со знаком минус: pH = −log[H₃O⁺]. Обратная формула: [H₃O⁺] = 10^(−pH).
Один шаг означает изменение в десять раз
В чистой воде при 25 °C [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻⁷ M, поэтому pH равен 7.00. Раствор с [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M имеет pH 3. Разница в четыре шага означает умножение на десять четыре раза: ионов гидроксония больше в 10 000 раз. OpenStax приводит для уксуса концентрацию около 4 × 10⁻³ M, что соответствует pH 2.4, а для желудочной кислоты с 1.2 × 10⁻³ M указывает pH 2.92. Шкала логарифмическая, поэтому небольшие на вид сдвиги означают большие изменения. По данным NOAA, с начала промышленной революции pH поверхностных вод океана снизился примерно на 0.1, что соответствует увеличению кислотности примерно на 30 процентов.
pOH и число 14
Для концентрации гидроксид-ионов есть своя величина: pOH = −log[OH⁻]. Логарифмирование Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ даёт простое соотношение при 25 °C: pH + pOH = 14.00. Среда кислая, если [H₃O⁺] больше [OH⁻], то есть pH ниже 7; нейтральная при их равенстве, pH 7; щелочная, если [OH⁻] больше, pH выше 7. Например, 0.0125 M гидроксид калия даёт [OH⁻] = 0.0125 M, поэтому pOH = 1.90, а pH = 14.00 − 1.90 = 12.10.
Нейтральный pH равен 7 только при 25 °C. Автоионизация воды сопровождается поглощением теплоты, поэтому при нагревании она усиливается. При 100 °C Kw возрастает примерно до 5.6 × 10⁻¹³, а по расчётам OpenStax чистая вода при 80 °C имеет pH 6.31. Она всё ещё нейтральна, поскольку [H₃O⁺] и [OH⁻] по-прежнему равны. Если не указано иное, значения pH приводятся для 25 °C.
Место привычных веществ на шкале
Желудочный сок имеет pH около 1.5, сок лайма около 2: оба сильно кислые. У кофе pH около 5. У обычной дождевой воды pH от 5 до 6, поскольку углекислый газ из воздуха растворяется в ней с образованием угольной кислоты. Дождь с pH ниже 5 называют кислотным. Буферные системы поддерживают pH крови человека очень близким к 7.4. На щелочной стороне шкалы 0.1 M раствор пищевой соды имеет pH 8.3, магнезиальное молоко около 10.5, а 0.1 M аммиак 11.1. Выбери любое из этих веществ в меню лаборатории, чтобы перейти к его положению на шкале.
В лаборатории pH измеряют pH-метром. Исследовательский прибор показывает значение до 0.001 единицы pH, недорогой переносной примерно до 0.01, с точностью около ±0.2. Для быстрой оценки химики используют красители-индикаторы, о которых пойдёт речь в следующем уроке.
pH = −log[H₃O⁺]. [H₃O⁺] = 10^(−pH). Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. pH + pOH = 14.
- Каков pH раствора с [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M?
- Во сколько раз в растворе с pH 3 больше H₃O⁺, чем в растворе с pH 5?
- При 25 °C раствор имеет pH 9.0. Каков его pOH?
- Каков pH желудочной кислоты с [H₃O⁺] = 1.2 × 10⁻³ M?
- 0.0125 M KOH: каков pH?
- Раствор имеет pH 8.3. Его можно назвать…
- Щелочным
- Кислым
- Нейтральным
- Определить невозможно
- Чистая вода при 80 °C имеет pH 6.31. Этот образец можно назвать…
- Нейтральным
- Кислым
- Щелочным
- Загрязнённым
- Ниже какого pH дождь называют кислотным?
- pH крови равен 7.4. Чему равна [H₃O⁺] с одной значащей цифрой?
- 4 × 10⁻⁸ M
- 7.4 × 10⁻⁷ M
- 1 × 10⁻⁷ M
- 4 × 10⁻⁷ M
- Сильную кислоту с pH 2.0 разбавили в 10 раз. Каков новый pH?
- pH = −log[H₃O⁺]; один шаг pH соответствует изменению в 10 раз.
- При 25 °C: pH + pOH = 14; ниже 7 среда кислая, при 7 нейтральная, выше 7 щелочная.
- Нейтральный pH зависит от температуры: 6.31 при 80 °C.
Источники курса (10)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
- 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
- 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
- 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
- 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
- 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
- LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
- PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
- NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.
Проверено: 2026-10-17