pH試紙

化學離不開溶液，溶液有酸鹼之分。檢驗溶液酸鹼度的“尺子”是“廣范pH試紙”，這是一種現成的試紙，使用時，撕下一條，放在表面皿中，用一支幹燥的玻璃棒蘸取一滴待測溶液，或用膠頭滴管吸取溶液滴在試紙中部，再根據試紙的顏色變化與標準比色卡比對就可以知道溶液的酸鹼性度，十分方便。pH試紙按測量精度上可分0.2級、0.1級、0.01級或更高精度。

基本介紹

• 中文名：pH試紙
• 基本信息：甲基紅、溴甲酚綠、百里酚藍
• 使用方法：檢驗溶液 氣體的酸鹼度
• 化學信息：pH的反應原理是基於pH指示劑法
• 來源：石蕊試紙是波義耳發現的
• pH值：有化學分析法、試紙法、電位法
• 注意：常溫使用，試紙不可直接伸入溶液

簡介

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值的溶液中均會按一定規律變色。甲基紅的變色範圍是pH4.4（紅）～6.2（黃），溴甲酚綠的變色範圍是pH3.6（黃）～5.4（綠），百里酚藍的變色範圍是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，晾乾後製得的pH試紙可用於測定溶液的pH值便不難理解了。

什麼是pH？pH=-lg[H⁺]，用來量度物質中氫離子的活性。這一活性直接關係到水溶液的酸性、中性和鹼性。水在化學上是中性的，但不是沒有離子，即使化學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，氫核不是以自由態存在。

注意：pH不應寫成PH或ph，這是一個容易出錯的地方。

使用方法

1. 檢驗溶液的酸鹼度：取一小塊試紙在表面皿或玻璃片上，用潔淨乾燥的玻璃棒蘸取待測液點滴於試紙的中部，觀察變化穩定後的顏色，與標準比色卡對比，判斷溶液的性質。
2. 檢驗氣體的酸鹼性：先用蒸餾水把試紙潤濕，粘在玻璃棒的一端，再送到盛有待測氣體的容器口附近，觀察顏色的變化，判斷氣體的性質。（試紙不能觸及器壁）

化學信息

pH試紙的套用是非常廣泛的，pH的反應原理是基於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)]，這些混合的酸鹼指示劑適量配合可以反映pH4.5~9.0的變異範圍。

以酚酞在不同酸鹼條件下變色規律為例說明PH試紙的變色原理：

把酚酞滴入濃H₂SO₄，呈現橙色，不論振盪多長時間，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（濃度大於2mol/l），開始時濃NaOH溶液表面酚酞滴入處會出現一些紫紅色、略加振盪紫紅色立即消失。其實，這是酚酞在不同的酸鹼條件下，因其結構的改變而呈現4種相應的變色情況。

H₂O+ H₂O=H₃O⁺ + OHˉ

由於水合氫離子（H₃O⁺）的濃度是與氫離子（H⁺）濃度等同看待，上式可以簡化成下述常用的形式：

H₂O=H⁺ + OHˉ

此處正的氫離子人們在化學中表示為“ 離子”或“氫核”。水合氫核表示為“水合氫離子”。負的氫氧根離子稱為“氫氧化物離子”。

利用質量作用定律，對於純水的離解可以找到一平衡常數加以表示：

由於水只有極少量被離解，因此水的克分子濃度實際為一常數，並且有平衡常數K可求出水的離子積KW。

KW=K×H₂O KW = H₃O⁺·OH⁺=10ˉ⁷·10ˉ⁷=10ˉ¹⁴mol/l(25℃)

也就是說，對於一升純水在25℃時存在10ˉ⁷摩爾氫離子和10ˉ⁷摩爾OHˉ離子。

在顯中性溶液中，氫離子 和氫氧根離子OHˉ的濃度都是10ˉ⁷mol/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。同樣，如果氫離子 並使OHˉ離子游離，那么溶液就是鹼性的。所以，給出 值就足以表示溶液的特性，呈酸性鹼性，為了免於用此克分子濃度負冥指數進行運算，生物學家澤倫森（Soernsen）在1909年建議將此不便使用的數值用對數代替，並定義為“pH值”。數學上定義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 < 鹼性

來源

pH試紙的雛形——石蕊試紙是波義耳在一次偶然的機會中發現的:

在一次緊張的實驗中，放在實驗室內的紫羅蘭，被濺上了濃鹽酸，愛花的波義耳急忙把冒煙的紫羅蘭用水沖洗了一下，然後插在花瓶中。過了一會波義耳發現深紫色的紫羅蘭變成了紅色的。這一奇怪的現象促使他進行了許多花木與酸鹼相互作用的實驗。由此他發現了大部分花草受酸或鹼作用都能改變顏色，其中以石蕊地衣中提取的紫色浸液最明顯，它遇酸變成紅色，遇鹼變成藍色。利用這一特點，波義耳用石蕊浸液把紙浸透，然後烤乾，這就製成了實驗中常用的酸鹼試紙——石蕊試紙。

pH值

改變50m³的水的pH值，從pH2到pH3需要500L漂白劑。然而，從pH6到pH7隻需要50L的漂白劑。

測量pH值的方法很多，主要有化學分析法、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為原電池。原電池是一個系統，它的作用是使化學反應能量轉成為電能。此電池的電壓被稱為電動勢（EMF）。此電動勢（EMF）由二個半電池構成。其中一個半電池稱作測量電極，它的電位與特定的離子活度有關如 ；另一個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，並且與測量儀表相連。

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線製成，在導線和溶液的界面處，由於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，並形成一定的電位差。失去電子的銀離子進溶液。當沒有施加外電流進行反充電，也就是說沒有電流的話，這一過程最終會達到一個平衡。在這種平衡狀態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電位與鹽溶液的成分無關的參比電極進行的。這種具有獨立電位的參比電極也被稱為第二電極。對於此類電極，金屬導線都是覆蓋一層此種金屬的微溶性鹽（如：Ag/AgCl），並且插入含有此種金屬鹽限離子的電解質溶液中。此時半電池電位或電極電位的大小取決於此種陰離子的活度。

此二種電極之間的電壓遵循能斯特（NERNST）公式：

E=E0+ R·T·1n a Men·F

式中：E—電位

E0—電極的標準電壓

R—氣體常數（8.31439焦耳/摩爾和℃）

T—開氏絕對溫度（例：20℃=-273+293開爾文）

F—法拉弟常數（96493庫化/當量）

n—被測離子的化合價（銀=1，氫=1）

aMe—離子的活度

標準氫電極是所有電位測量的參比點。標準氫電極是一根鉑絲，用電解的方法鍍（塗覆）上氯化鉑，並且在四周充入氫氣（固定壓力為1013hpa）構成的。

將此電極浸入在25℃時 離子含量為1mol/l溶液中，便形成電化學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踐中很難實現，於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對於氯離子濃度的變化起反應。

此參比電極的電極電位通過飽和的KCl貯池（如：3mol/l KCl）來實現恆定。液體或凝膠形式的電解質溶液通過隔膜與被測溶液相連通。

利用上述的電極組合—銀電極和Ag/AgCl參比電極可以測量膠片沖洗液中的銀離子含量。也可以將銀電極換成鉑或金電極進行氧化還原電位的測量。例如：某種金屬離子的氧化階段。

最常用的PH指示電極是玻璃電極。它是一

支端部吹成泡狀的對於pH敏感的玻璃膜的

玻璃管。管內充填有含飽和AgCl的3mol/l KCl

緩衝溶液，pH值為7。存在於玻璃膜二面的

反映pH值的電位差用Ag/AgCl傳導系統，

如第二電極，導出。pH複合電極如圖（一）

此電位差遵循能斯特公式：

E=E0+ R·T·1n a H₃O⁺n·F

E=59.16mv/25℃ per pH

式中R和F為常數，n為化合價，每種離子都有其固定的值。對於氫離子來講，n=1。溫度“T”做為變數，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。

對於每1℃的溫度變大，將引起電位0.2mv/per pH變化。用pH值來表示，則每1℃第1pH變化0.0033pH值。

這也就是說：對於20~30℃之間和7pH左右的測量來講，不需要對溫度變化進行補償；而對於溫度>30℃或<20℃和pH值>8pH或6pH的套用場合則必須對溫度變化進行補償。

圖1：pH值一電位一離子濃度之間的關係

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1011 12 13 14 OH離子

14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 H 離子

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1011 12 13 14 pH

` +414.4···· ·· ····+.59.2 0 -59.2············ ···· -414.4 mv/25℃

從以上我們對pH測量的原理進行了分析而得知我們只要用一台毫伏計即可把pH值顯示出來

注意

1. 試紙不可直接伸入溶液。
2. 試紙不能測濃硫酸的pH。
3. 試紙不可接觸試管口、瓶口、導管口等。
4. 測定溶液的pH時，試紙不可事先用蒸餾水潤濕，因為潤濕試紙相當於稀釋被檢驗的溶液，這會導致測量不準確。正確的方法是用蘸有待測溶液的玻璃棒點滴在試紙的中部，待試紙變色後，再與標準比色卡比較來確定溶液的pH。
5. 取出試紙後，應將盛放試紙的容器蓋嚴，以免被實驗室的一些氣體沾污
6. 必須在常溫下使用，否則會導致結果不準確。