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pH試紙
檢測溶液酸堿度的試紙
基本信息
| 中文名 | pH試紙 |
| 外文名 | pHtestpaper |
| 別名 | 廣范pH試紙 |
| 定義 | 檢驗溶液酸堿度的“尺子” |
| 類(lèi)型 | 化學(xué)物品 |
展開(kāi)
歷史發(fā)展
原理介紹
1887年，瑞典科學(xué)家斯萬(wàn)特·阿侖尼烏斯提出了溶液的酸堿性理論。他認為水中含有少量的和，兩者處于平衡狀態(tài)，酸或者堿會(huì )打破這種平衡。酸性溶液中含有過(guò)量，堿性溶液中含量減少。后來(lái)，丹麥科學(xué)家索倫·索潤森提出pH值用于描述溶液的酸堿度，在數學(xué)上pH值是溶液中氫離子活度的對數，范圍從0~14。
通常，指示劑會(huì )使溶液的顏色隨pH值的變化而變化。在25°C（標準實(shí)驗室條件）下，中性溶液的pH值為7.0。pH值低于7.0的溶液視為酸性溶液，pH值高于7.0的溶液視為堿性溶液。由于大多數天然存在的有機化合物都是弱堿、羧酸和胺，因此pH指示劑在生物學(xué)和分析化學(xué)中有許多應用。此外，pH指示劑是化學(xué)分析中最常使用的三種主要指示劑化合物之一。絡(luò )合指示劑用于金屬離子的定量分析，氧化還原指示劑則用于涉及氧化還原反應的滴定，作為分析的基礎。
以酚酞為例。在酸性溶液中，或者pH值低于8.2的弱堿性環(huán)境中，它是無(wú)色的。一旦pH值大于8.2，它會(huì )失去一個(gè)質(zhì)子，新生成的帶負電荷陰離子呈現出明亮的粉紫色。
pH試紙上有甲基紅、溴甲酚綠、百里酚藍這三種指示劑。甲基紅、溴甲酚綠、百里酚藍和酚酞一樣，在不同pH值的溶液中均會(huì )按一定規律變色。甲基紅的變色范圍是pH4.4（紅）～6.2（黃），溴甲酚綠的變色范圍是pH3.6（黃）～5.4（綠），百里酚藍的變色范圍是pH6.7（黃）～7.5（藍）。用定量甲基紅加定量溴甲酚綠加定量百里酚藍的混合指示劑浸漬中性白色試紙，晾干后制得的pH試紙可用于測定溶液的pH值便不難理解了。
什么是pH？pH=-lg[H?]，用來(lái)量度物質(zhì)中氫離子的活性。這一活性直接關(guān)系到水溶液的酸性、中性和堿性。水在化學(xué)上是中性的，但不是沒(méi)有離子，即使化學(xué)純水也有微量被離解：嚴格地講，只有在與水分子水合作用以前，氫核不是以自由態(tài)存在。
注意：pH不應寫(xiě)成PH或ph，這是一個(gè)容易出錯的地方。
pH檢測儀
使用方法
檢測溶液的酸堿度
撕掉一條試紙，用膠頭滴管滴上溶液，半秒變色后跟包裝上的比色卡作對比；或者取少量溶液，直接用試紙沾濕液體，半秒后跟包裝上比色卡對比；也可以取一小塊試紙在表面皿或玻璃片上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)滴于試紙的中部，觀(guān)察變化穩定后的顏色，與標準比色卡對比，判斷溶液的性質(zhì)。
檢測氣體的酸堿度
將pH試紙用蒸餾水潤濕，用鑷子或粘在玻璃棒上送到氣體瓶口，待氣體溢出與濕潤的試紙接觸，根據試紙的顏色變化即可判斷氣體是酸性還是堿性。
注意事項
化學(xué)信息
pH試紙的應用是非常廣范的，pH的反應原理是基于pH指示劑法，一般的pH分析試紙中含有甲基紅[pH4.2(紅)~6.2(黃)]，溴甲酚綠[pH3.6（黃）~5.4（綠）]溴百里香酚藍[6.0(黃色)～7.6(藍色)]，這些混合的酸堿指示劑適量配合可以反映pH4.5~9.0的變異范圍。
以酚酞在不同酸堿條件下變色規律為例說(shuō)明PH試紙的變色原理：
把酚酞滴入濃H?SO?，呈現橙色，不論振蕩多長(cháng)時(shí)間，其顏色都不變。若把該橙色液配入大量水中，得無(wú)色液。酚酞滴入稀NaOH溶液呈紫紅色，將酚酞滴入濃NaOH溶液（濃度大于2mol/l），開(kāi)始時(shí)濃NaOH溶液表面酚酞滴入處會(huì )出現一些紫紅色、略加振蕩紫紅色立即消失。其實(shí)，這是酚酞在不同的酸堿條件下，因其結構的改變而呈現4種相應的變色情況。
H?O+H?O=H?O?+OHˉ
H?O=H?+OHˉ
KW=K×H?OKW=H?O?·OH?=10ˉ?·10ˉ?=10ˉ1?mol/l(25℃)
在顯中性溶液中，氫離子和氫氧根離子OHˉ的濃度都是10ˉ?mol/l。
如：
假如有過(guò)量的氫離子，則溶液呈酸性。酸是能使水溶液中的氫離子游離的物質(zhì)。同樣，如果氫離子并使OHˉ離子游離，那么溶液就是堿性的。所以，給出值就足以表示溶液的特性，呈酸性堿性，為了免于用此克分子濃度負冥指數進(jìn)行運算，生物學(xué)家澤倫森（Soernsen）在1909年建議將此不便使用的數值用對數代替，并定義為“pH值”。數學(xué)上定義pH值為氫離子濃度的常用對數負值。
因此，pH值是離子濃度以10為底的對數的負數：
酸性<中性<堿性
pH值
測量pH值的方法很多，主要有化學(xué)分析法、試紙法、電位法。現主要介紹電位法測得pH值。
電位分析法所用的電極被稱(chēng)為原電池。原電池是一個(gè)系統，它的作用是使化學(xué)反應能量轉成為電能。此電池的電壓被稱(chēng)為電動(dòng)勢（EMF）。此電動(dòng)勢（EMF）由二個(gè)半電池構成。其中一個(gè)半電池稱(chēng)作測量電極，它的電位與特定的離子活度有關(guān)系；另一個(gè)半電池為參比半電池，通常稱(chēng)作參比電極，它一般是測量溶液相通，并且與測量?jì)x表相連。
例如，一支電極由一根插在含有銀離子的鹽溶液中的一根銀導線(xiàn)制成，在導線(xiàn)和溶液的界面處，由于金屬和鹽溶液二種物相中銀離子的不同活度，便形成離子的充電過(guò)程，并形成一定的電位差。失去電子的銀離子進(jìn)溶液。當沒(méi)有施加外電流進(jìn)行反充電，也就是說(shuō)沒(méi)有電流的話(huà)，這一過(guò)程最終會(huì )達到一個(gè)平衡。在這種平衡狀態(tài)下存在的電壓被稱(chēng)為半電池電位或電極電位。
這種（如上所述）由金屬和含有此金屬離子的溶液組成的電極被稱(chēng)為第一類(lèi)電極。
此電位的測量是相對一個(gè)電位與鹽溶液的成分無(wú)關(guān)的參比電極進(jìn)行的。這種具有獨立電位的參比電極也被稱(chēng)為第二電極。對于此類(lèi)電極，金屬導線(xiàn)都是覆蓋一層此種金屬的微溶性鹽（如：Ag/AgCl），并且插入含有此種金屬鹽限離子的電解質(zhì)溶液中。此時(shí)半電池電位或電極電位的大小取決于此種陰離子的活度。
PH測量?jì)x表
E=E0+R·T·1naMen·F
式中：E—電位
E0—電極的標準電壓
F—法拉弟常數（96493庫化/當量）
aMe—離子的活度
將此電極浸入在25℃時(shí)離子含量為1mol/l溶液中，便形成電化學(xué)中所有電位測量所參照的半電池電位或電極電位。其中氫電極作為參比電極在實(shí)踐中很難實(shí)現，于是使用第二類(lèi)電極做為參比電極。其中最常用的便是銀/氯化銀電極。該電極通過(guò)溶解的AgCl對于氯離子濃度的變化起反應。
玻璃管。管內充填有含飽和AgCl的3mol/lKCl
緩沖溶液，pH值為7。存在于玻璃膜二面的
反映pH值的電位差用Ag/AgCl傳導系統，
如第二電極，導出。pH復合電極
此電位差遵循能斯特公式：
E=E0+R·T·1naH?O?n·F
E=59.16mv/25℃perpH
式中R和F為常數，n為化合價(jià)，每種離子都有其固定的值。對于氫離子來(lái)講，n=1。溫度“T”做為變量，在能斯特公式中起很大作用。隨著(zhù)溫度的上升，電位值將隨之增大。
對于每1℃的溫度變大，將引起電位0.2mv/perpH變化。用pH值來(lái)表示，則每1℃第1pH變化0.0033pH值。
這也就是說(shuō)：對于20~30℃之間和7pH左右的測量來(lái)講，不需要對溫度變化進(jìn)行補償；而對于溫度>30℃或<20℃和pH值>8pH或6pH的應用場(chǎng)合則必須對溫度變化進(jìn)行補償。
pH值一電位一離子濃度之間的關(guān)系
01234567891011121314OH離子
14131211109876543210H離子
01234567891011121314pH
`+414.4··········+.59.20-59.2················-414.4mv/25℃
從以上我們對pH測量的原理進(jìn)行了分析而得知我們只要用一臺毫伏計即可把pH值顯示出來(lái)
參考資料
[1]
pH試紙價(jià)格_供應pH試紙_pH試紙廠(chǎng)商_盡在阿儀網(wǎng) · 盡在阿儀網(wǎng)[引用日期2021-11-26]
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