ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ

Водородный показатель (pH) — количественная характеристика активной реакции среды.

Водородный показатель имеет большое значение, т. к. скорость ферментативных реакций, а следовательно, процессы обмена веществ и физиологические функции в значительной степени зависят от реакции среды. Постоянство pH биологических жидкостей является необходимым условием нормального течения жизненных процессов (см.Кислотно-щелочное равновесие). Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности ионов водорода: pH = —lga_H⁺ . В разбавленных растворах величину активности можно заменить концентрацией; в этом случае pH = —lgC_H⁺.

Шкала кислотности и щелочности водных растворов построена на основе следующих соображений. Чистая вода диссоциирует на ионы:

H₂O ? H⁺ + OH^—.

Применяя закон действующих масс (см.Действующих масс закон), можно написать:

K_D = ([H⁺][OH^—])/[H₂O]

Т. к. степень диссоциации воды незначительная (при t° 18°?H₂O= 1,4?10^-9), то концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать постоянной и объединить ее с K_D в одну величину K_W

K_W = K_D•[H₂O] = [H⁺]•[OH^—].

K_W называют ионным произведением воды. Эта величина является постоянной для данной температуры; при t°22° K_W = 10^-14 г-ион/л.

Поскольку при диссоциации молекул воды образуется одинаковое число водородных и гидроксильных ионов, то в чистой воде [H⁺] = [OH^—]=10^-7 г-ион/л.

Следовательно, pH чистой воды равен 7. Водные растворы с таким pH являются нейтральными. Растворы с pH>7 являются щелочными, а с pH<7 — кислыми.

Кровь человека в норме имеет слабощелочную реакцию. Небольшие изменения pH крови могут привести к тяжелым последствиям (см.Алкалоз,,Ацидоз). Ниже приводятся значения pH нек-рых биологических жидкостей организма человека при нормальной температуре тела (см. табл.).

Определение pH проводят обычно колориметрическими и потенциометрическими методами.

Колориметрические методы измерения pH основаны на том, что окраска кислотно-основныхиндикаторов (см.) зависит от величины концентрации ионов водорода. Вначале проводят грубое определение pH с помощью универсального индикатора или индикаторной бумажки. На основании грубо определенного значения pH подбирают индикатор так, чтобы его точка перехода (pK) как можно меньше отличалась от pH исследуемой жидкости. После этого проводят точное определение pH одним из нижеперечисленных методов.

Буферный метод: одинаковое количество капель раствора подобранного индикатора добавляют к исследуемому раствору и серии буферных растворов с известными значениями pH (см.Буферные растворы) и сравнивают характер или интенсивность окраски.

При безбуферном методе сравнивают интенсивность окраски исследуемого раствора, к к-рому добавлен индикатор, и раствора, в к-ром индикатор диссоциирован полностью.

Колориметрическим методам определения pH присущи следующие недостатки: малая точность (до 0,2 единицы pH), присутствие белков и солей часто изменяет зону действия индикатора (белковая и солевая ошибки), метод малопригоден для окрашенных и мутных растворов.

Потенциометрический метод определения pH основан на измерении эдс гальванических элементов, составленных из электрода сравнения, т. е. электрода, потенциал к-рого известен и постоянен, напр.,каломельного электрода (см.), и индикаторного — электрода, потенциал к-рого зависит от концентрации ионов водорода, напр,водородный электрод (см.),хингидронный электрод (см.) истеклянный электрод (см.). Точность потенциометрического определения pH находится в пределах 0,01—0,005 единиц pH.

В медицинской практике широкое применение для определения pH нашел прибор Аструпа, позволяющий определять, кроме истинного значения pH крови, значение активной реакции крови, насыщенной углекислым газом. Прибор представляет собой термостатированную измерительную камеру (t° 38°), в полость к-рой введен стеклянный электрод pH-метра. Устройство камеры позволяет пропускать через исследуемую жидкость углекислый газ.

См. такжеАктивная реакция среды.

ЗНАЧЕНИЕ pH НЕКОТОРЫХ БИОЛОГИЧЕСКИХ ЖИДКОСТЕЙ ЧЕЛОВЕКА ПРИ НОРМАЛЬНОЙ ТЕМПЕРАТУРЕ ТЕЛА

Библиогр.: Бейтс Р. Определение pH, теория и практика, пер. с англ., Л., 1968; Швабе К. Основы техники измерения pH, пер. с нем., М., 1962, библиогр.

В. А. Попков.

^

Источник: Большая Медицинская Энциклопедия (БМЭ), под редакцией Петровского Б.В., 3-е изданиеликич матрица судьбы