定性滤纸,PH试纸,定量滤纸

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PH試紙
PH試紙概述:

化學離不開溶液,溶液有酸堿之分。檢驗溶液酸堿度的“尺子”是“廣泛pH試紙”,也叫石蕊試紙。這是一種現成的試紙,使用時,撕下一條,放在表面皿中,用一支干燥的玻璃棒從玻璃容器中蘸取一滴溶液,從它的顏色變化就可以知道溶液的酸堿性,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。

1基本信息編輯
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+],用來量度物質中氫離子的活性。這一活性直接關系到水溶液的酸性、中性和堿性。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 這是一個容易出錯的地方。
2使用方法編輯
1.檢驗溶液的酸堿度: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滴于試紙的中部,觀察變化穩定后的顏色,與標準比色卡對比,判斷溶液的性質。
2.檢驗氣體的酸堿度: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)
3化學信息編輯
pH試紙的應用是非常廣泛的,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明PH試紙的變色原理:
把酚酞滴入濃H2SO4,呈現橙色,不論振蕩多長時間,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(濃度大于2mol/l),開始時濃NaOH溶液表面酚酞滴入處會出現一些紫紅色、略加振蕩紫紅色立即消失。其實,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。
H2O+ H2O=H+ + OHˉ
由于水合氫離子(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,對于純水的離解可以找到一平衡常數加以表示:
由于水只有極少量被離解,因此水的克分子濃度實際為一常數,并且有平衡常數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,對于一升純水在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 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,并定義為“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 < 堿性
4來源編輯
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,然后插在花瓶中。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堿相互作用的實驗。由此他發現了大部分花草受酸或堿作用都能改變顏色,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,遇堿變成藍色。利用這一特點,波義耳用石蕊浸液把紙浸透,然后烤干,這就制成了實驗中常用的酸堿試紙——石蕊試紙。

5pH值編輯
改變50m3的水的pH值,從pH2到pH3需要500L漂白劑。然而,從pH6到pH7只需要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?,F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,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線制成,在導線和溶液的界面處,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。對于此類電極,金屬導線都是覆蓋一層此種金屬的微溶性鹽(如:Ag/AgCL),并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于此種陰離子的活度。
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(涂覆)上氯化鉑,并且在四周充入氫氣(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,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。
此參比電極的電極電位通過飽和的kcl貯池(如:3mol/l kcl)來實現恒定。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于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/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:對于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;而對于溫度>30℃或<20℃和pH值>8pH或6pH的應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系
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臺毫伏計即可把pH值顯示出來
6注意編輯
1.試紙不可直接伸入溶液。
2.試紙不可接觸試管口、瓶口、導管口等。
3.測定溶液的pH時,試紙不可事先用蒸餾水潤濕,因為潤濕試紙相當于稀釋被檢驗的溶液,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,待試紙變色后,再與標準比色卡比較來確定溶液的pH。
4.取出試紙后,應將盛放試紙的容器蓋嚴,以免被實驗室的一些氣體沾污


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化學離不開溶液,溶液有酸堿之分。檢驗溶液酸堿度的“尺子”是“廣泛pH試紙”,也叫石蕊試紙。這是一種現成的試紙,使用時,撕下一條,放在表面皿中,用一支干燥的玻璃棒從玻璃容器中蘸取一滴溶液,從它的顏色變化就可以知道溶液的酸堿性,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。

1基本信息編輯
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+],用來量度物質中氫離子的活性。這一活性直接關系到水溶液的酸性、中性和堿性。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 這是一個容易出錯的地方。
2使用方法編輯
1.檢驗溶液的酸堿度: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滴于試紙的中部,觀察變化穩定后的顏色,與標準比色卡對比,判斷溶液的性質。
2.檢驗氣體的酸堿度: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)
3化學信息編輯
pH試紙的應用是非常廣泛的,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明PH試紙的變色原理:
把酚酞滴入濃H2SO4,呈現橙色,不論振蕩多長時間,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(濃度大于2mol/l),開始時濃NaOH溶液表面酚酞滴入處會出現一些紫紅色、略加振蕩紫紅色立即消失。其實,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。
H2O+ H2O=H+ + OHˉ
由于水合氫離子(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,對于純水的離解可以找到一平衡常數加以表示:
由于水只有極少量被離解,因此水的克分子濃度實際為一常數,并且有平衡常數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,對于一升純水在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 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,并定義為“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 < 堿性
4來源編輯
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,然后插在花瓶中。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堿相互作用的實驗。由此他發現了大部分花草受酸或堿作用都能改變顏色,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,遇堿變成藍色。利用這一特點,波義耳用石蕊浸液把紙浸透,然后烤干,這就制成了實驗中常用的酸堿試紙——石蕊試紙。

5pH值編輯
改變50m3的水的pH值,從pH2到pH3需要500L漂白劑。然而,從pH6到pH7只需要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?,F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,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線制成,在導線和溶液的界面處,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。對于此類電極,金屬導線都是覆蓋一層此種金屬的微溶性鹽(如:Ag/AgCL),并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于此種陰離子的活度。
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(涂覆)上氯化鉑,并且在四周充入氫氣(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,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。
此參比電極的電極電位通過飽和的kcl貯池(如:3mol/l kcl)來實現恒定。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于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/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:對于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;而對于溫度>30℃或<20℃和pH值>8pH或6pH的應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系
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臺毫伏計即可把pH值顯示出來
6注意編輯
1.試紙不可直接伸入溶液。
2.試紙不可接觸試管口、瓶口、導管口等。
3.測定溶液的pH時,試紙不可事先用蒸餾水潤濕,因為潤濕試紙相當于稀釋被檢驗的溶液,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,待試紙變色后,再與標準比色卡比較來確定溶液的pH。
4.取出試紙后,應將盛放試紙的容器蓋嚴,以免被實驗室的一些氣體沾污


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