介紹溶液的PH值的基礎(chǔ)知識(shí)

一是掌握PH值及其與溶液酸堿性的關(guān)系、酸堿指示劑理論;二是掌握配制緩沖溶液所需要的知識(shí)和方法;三是為后續(xù)課程學(xué)習(xí)有關(guān)體內(nèi)酸堿平衡理論提供必要的基礎(chǔ)知識(shí)。本國(guó)家職業(yè)技能鑒定培訓(xùn)小編總結(jié)以下知識(shí)，以供學(xué)員自行學(xué)習(xí)。人的各種體液都有一定的PH值，而且不容易改變，因此能保證人體正常的生理活動(dòng)。人的體液之所以具有一定的PH值，是由于它本身就是緩沖溶液，具有抵抗外來少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的能力，從而能夠穩(wěn)定溶液的PH值。溶液中進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)，特別是生物體內(nèi)的化學(xué)反應(yīng)，往往需要在一定的PH值條件下才能正常進(jìn)行。

一、PH值在醫(yī)學(xué)上的應(yīng)用

ph值可以確定人體的酸堿成都，在很多領(lǐng)域中都有運(yùn)用，其中在醫(yī)學(xué)上常用PH來表示體液的酸堿性。PH值在醫(yī)學(xué)上具有很重要的意義，例如，正常人血漿的PH值相當(dāng)恒定，應(yīng)該保持在7.35-7.45之間，如果血液的PH值小于7.3時(shí)，則表現(xiàn)出明顯的酸中毒；若血液的PH值大于7.5,在臨床上就表現(xiàn)出明顯的堿中毒.當(dāng)測(cè)定溶液中PH值的方法很多，臨床上常用PH試紙測(cè)定病人尿液的PH值。更為精確的測(cè)定PH值，要使用PH計(jì)。

二、水的離子積

水是一種既能釋放質(zhì)子也能接受質(zhì)子的兩性物質(zhì)。水在一定程度上也微弱地離解，質(zhì)子從一個(gè)水分子轉(zhuǎn)移給另一個(gè)水分子，形成H3O+和OH-。達(dá)到平衡時(shí)，可得水的離解常數(shù)Ki或[H2O+][OH-]=K1[H2O]2，由于水的離解度極小，[HO]數(shù)值可以看作是一個(gè)常數(shù)，令K1[H2O]2等于另一新常數(shù)Kw，則[H3O+][OH-]=Kw，Kw稱為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。上式表示在一定溫度時(shí)，水中氫離子濃度與氫氧離子濃度的乘積為一常數(shù)(表3-1)。25℃時(shí)，由實(shí)驗(yàn)測(cè)出在純水中[H3O+]和[OH-]各為1.0×10-?7mol·L-1。通常將水合離子H3O+簡(jiǎn)寫為H+。水的離子積和溶液的PH值 由于水離解時(shí)要吸收大量的熱，所以溫度升高，水的離解度和KW也相應(yīng)地增大。水的離子積原理不僅適用于純水，也適用于一切稀的水溶液。在任何稀的水溶液中，不論[H+]和[OH-]怎樣改變，它們的乘積總是等于KW。

三、溶液的PH值

在純水或中性溶液中，25℃時(shí)。當(dāng)向水中加入酸時(shí)，溶液中[H+]就會(huì)增大，設(shè)達(dá)到新的平衡時(shí)該溶液的[H+]為1.0×10-2mol·L-1,因[H+][OH-]=1.0×10-14,則可見,在酸性溶液中,[H+]>1.0×10-7 mol·L-1,而[OH-]<1.0×10-7 mol·L-1.

溶液的PH值是氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)值。它的數(shù)學(xué)表示式為：pH=-lg[H+]，即[H+]=10-pH(3-3)嚴(yán)格地說，考慮活度時(shí)：Pα+=lgαH+ (3-4)必須注意，PH值每相差一個(gè)單位時(shí)，其[H+]相差10倍;PH值相差二個(gè)單位時(shí)，[H+]相差100倍;依此類推。用PH值表示稀的水溶液的酸堿性，則有“在純水或中性溶液中， [H+]=1.0×10-7 mol·L-1　PH=7        在酸性溶液中，　[H+]>1.0×10-7 mol·L-1　PH<7 ，PH越小，則酸性越強(qiáng)。在堿性溶液中， [H+]<1.0×10-7 mol·L-1 PH>7，PH越大，則堿性越強(qiáng)。和PH相仿，[OH-]和KW也可用它們的負(fù)對(duì)數(shù)來表示，即pOH=-lg[OH-] (3-5）　pKw=-lgKw (3-6)    由于在25℃時(shí)，[H+][OH-]=KW =1.0×10-14將方程兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)，則得-lg[H+]-lg[OH-]=-lgKw=-lg1.0*10-14　所以　pH+pOH=pKw=14 (3-7)      水溶液中[H+]，[OH-]，PH，POH值與溶液酸堿性的關(guān)系。在實(shí)際應(yīng)用中，PH值一般只限于0-14范圍內(nèi)。當(dāng)　[H+]或[OH-]大于(即100)時(shí)，就不再采用PH值，而仍用[H+]或[OH-]表示溶液的酸堿性。如果向純水中加入堿時(shí),溶液中[OH-]就會(huì)增大,設(shè)達(dá)到新的平衡時(shí)該溶液的[OH-]為1.0×10-2mol·L-1,同理計(jì)算出[H+]=1.0×10-12 mol·L-1?？梢?在堿性溶液中[OH-]>1.0×10-7mol·L-1,而[H+]<1.0×10-7 mol·L-1。由上述三種情況可知：在純水或中性溶液中　[H+]=1.0×10-7 mol·L-1=[OH-]、在酸性溶液中[H+]>1.0×10-7 mol·L-1>[OH-]、在堿性溶液中[H+]<1.0×10-7 mol·L-1<[OH-]當(dāng)然，[H+]或[OH-]都可用來表示溶液中的中性、酸性或堿性，但實(shí)際應(yīng)用中多采用[H+]來表示。但是，在生物學(xué)與醫(yī)學(xué)上許多重要溶液的[H+]往往是一個(gè)很小的數(shù)值，而且?guī)в胸?fù)指數(shù)，用[H+]表示溶液的酸堿性不方便。例如，人的血液[H+]為0.0000000398mol·L-1,即3.98×10-8 mol·L-1,血液究竟是酸性還是堿性,不容易看清楚。索侖生(Sorensen)首先提出用PH值表示水溶液的酸堿性。

必須注意，用PH值表示的是溶液的酸度或有效酸度而不是酸的濃度。酸度或有效酸度是指溶液中H+濃度，嚴(yán)格地說是指H+的活度，是指已離解部分酸的濃度。酸的濃度也稱總酸度或分析濃度，它是指在1升溶液中所含酸的物質(zhì)的量，包括已離解和未離解兩部分酸的總濃度，其大小要用滴定分析來確定。酸度或有效酸度則用PH試紙或PH計(jì)來測(cè)定。潛在酸度是指未離解部分的濃度，即總酸度與有效酸度之差。例如，0.01mol·L-1HCL和0.01 mol·L-1HOAc的濃度相同,但有效酸度不同。0.01 mol·L-1HCL溶液總酸度為0.01mol·L-1,其有效酸度[H+]也是相同數(shù)值,25℃時(shí),總酸度為0.01 mol·L-1的HOAc溶液,其有效酸度[H+]則僅為4.2×10-4mol·L-1。