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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(yàn)溶液酸堿度的“尺子” |
| 類型 | 化學(xué)物品 |
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歷史發(fā)展
原理介紹
1887年，瑞典科學(xué)家斯萬特·阿侖尼烏斯提出了溶液的酸堿性理論。他認(rèn)為水中含有少量的和，兩者處于平衡狀態(tài)，酸或者堿會打破這種平衡。酸性溶液中含有過量，堿性溶液中含量減少。后來，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(shù)學(xué)上pH值是溶液中氫離子活度的對數(shù)，范圍從0~14。
通常，指示劑會使溶液的顏色隨pH值的變化而變化。在25°C（標(biāo)準(zhǔn)實(shí)驗(yàn)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(shù)天然存在的有機(jī)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(yīng)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(yīng)的滴定，作為分析的基礎(chǔ)。
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，它是無色的。一旦pH值大于8.2，它會失去一個(gè)質(zhì)子，新生成的帶負(fù)電荷陰離子呈現(xiàn)出明亮的粉紫色。
pH試紙上有甲基紅、溴甲酚綠、百里酚藍(lán)這三種指示劑。甲基紅、溴甲酚綠、百里酚藍(lán)和酚酞一樣，在不同pH值的溶液中均會按一定規(guī)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(lán)的變色范圍是pH6.7（黃）～7.5（藍(lán)）。用定量甲基紅加定量溴甲酚綠加定量百里酚藍(lán)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，但不是沒有離子，即使化學(xué)純水也有微量被離解：嚴(yán)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(yīng)寫成PH或ph，這是一個(gè)容易出錯(cuò)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?jiān)诒砻婷蠡虿Ａ?，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點(diǎn)滴于試紙的中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，與標(biāo)準(zhǔn)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(jù)試紙的顏色變化即可判斷氣體是酸性還是堿性。
注意事項(xiàng)
化學(xué)信息
pH試紙的應(yīng)用是非常廣范的，pH的反應(yīng)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(lán)[6.0(黃色)～7.6(藍(lán)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(guī)律為例說明PH試紙的變色原理：
把酚酞滴入濃H?SO?，呈現(xiàn)橙色，不論振蕩多長時(shí)間，其顏色都不變。若把該橙色液配入大量水中，得無色液。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），開始時(shí)濃NaOH溶液表面酚酞滴入處會出現(xiàn)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(jié)構(gòu)的改變而呈現(xiàn)4種相應(yīng)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(fù)冥指數(shù)進(jìn)行運(yùn)算，生物學(xué)家澤倫森（Soernsen）在1909年建議將此不便使用的數(shù)值用對數(shù)代替，并定義為“pH值”。數(shù)學(xué)上定義pH值為氫離子濃度的常用對數(shù)負(fù)值。
因此，pH值是離子濃度以10為底的對數(shù)的負(fù)數(shù)：
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?，F(xiàn)主要介紹電位法測得pH值。
電位分析法所用的電極被稱為原電池。原電池是一個(gè)系統(tǒng)，它的作用是使化學(xué)反應(yīng)能量轉(zhuǎn)成為電能。此電池的電壓被稱為電動勢（EMF）。此電動勢（EMF）由二個(gè)半電池構(gòu)成。其中一個(gè)半電池稱作測量電極，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，通常稱作參比電極，它一般是測量溶液相通，并且與測量儀表相連。
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(dǎo)線制成，在導(dǎo)線和溶液的界面處，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程，并形成一定的電位差。失去電子的銀離子進(jìn)溶液。當(dāng)沒有施加外電流進(jìn)行反充電，也就是說沒有電流的話，這一過程最終會達(dá)到一個(gè)平衡。在這種平衡狀態(tài)下存在的電壓被稱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為第一類電極。
此電位的測量是相對一個(gè)電位與鹽溶液的成分無關(guān)的參比電極進(jìn)行的。這種具有獨(dú)立電位的參比電極也被稱為第二電極。對于此類電極，金屬導(dǎo)線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測量儀表
E=E0+R·T·1naMen·F
式中：E—電位
E0—電極的標(biāo)準(zhǔn)電壓
F—法拉弟常數(shù)（96493庫化/當(dāng)量）
aMe—離子的活度
標(biāo)準(zhǔn)氫電極是所有電位測量的參比點(diǎn)。標(biāo)準(zhǔn)氫電極是一根鉑絲，用電解的方法鍍（涂覆）上氯化鉑，并且在四周充入氫氣（固定壓力為1013hpa）構(gòu)成的。
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(xiàn)，于是使用第二類電極做為參比電極。其中最常用的便是銀/氯化銀電極。該電極通過溶解的AgCl對于氯離子濃度的變化起反應(yīng)。
玻璃管。管內(nèi)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(dǎo)系統(tǒng)，
如第二電極，導(dǎo)出。pH復(fù)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(shù)，n為化合價(jià)，每種離子都有其固定的值。對于氫離子來講，n=1。溫度“T”做為變量，在能斯特公式中起很大作用。隨著溫度的上升，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值來表示，則每1℃第1pH變化0.0033pH值。
這也就是說：對于20~30℃之間和7pH左右的測量來講，不需要對溫度變化進(jìn)行補(bǔ)償；而對于溫度>30℃或<20℃和pH值>8pH或6pH的應(yīng)用場合則必須對溫度變化進(jìn)行補(bǔ)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(jì)即可把pH值顯示出來
參考資料
[1]
pH試紙價(jià)格_供應(yīng)pH試紙_pH試紙廠商_盡在阿儀網(wǎng) · 盡在阿儀網(wǎng)[引用日期2021-11-26]
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