本章学习重点：
了解食品中酸度的概念与测定意义；
熟悉pH的概念与意义、pH计的基本原理、电极与使用；
掌握可滴定酸度基本原理与试剂的制备和测定方法。
4.1概述
食品中的酸不仅可作为酸味成分，而且在食品的加工、储藏及品质管理等方面被认为是重要的成分，测定食品中的酸度具有十分重要意义。
(1)有机酸影响食品的色、香、味及稳定性。果蔬中所含色素的色调，与其酸度密切相关，在一些变色反应中，酸是起很重要作用的成分。如叶绿素在酸性条件下会变成黄褐色的脱镁叶绿素；花青素于不同酸度下，颜色亦不相同。果实及其制品的口感取决于糖、酸的种类，含量及比例，酸度降低则甜味增加，同时水果中适量的挥发酸含量也会带给其特定的香气。另外，食品中有机酸含量高，则其 pH值低，而pH值的高低，对食品稳定性有一定影响，降低pH值，能减弱微生物的抗热性和抑制其生长，所以pH值是果蔬罐头杀菌条件的主要依据。在水果加工中，控制介质pH值可以抑制水果褐变，有机酸能与Fe 、Sn等金属反应，加快设备和容器的腐蚀作用，影响制品的风味与色泽，有机酸可以提高维生素C 的稳定性，防止其氧化。
(2)食品中有机酸的种类和含量是判别其质量好坏的一个重要指标。挥发酸的种类是判别某些制品腐败的标准，如某些发酵制品中有甲酸积累，则说明已发生细菌性腐败；挥发酸的含量也是某些制品质量好坏的指标，如水果发酵制品中含有0.1%以上的醋酸，则说明制品腐败，牛乳及乳制品中乳酸过高时，亦说明已由乳酸菌发酵而产生腐败；新鲜的油脂常常是中性的，不含游离脂肪酸。但油脂在存放过程中，本身含的解脂酶会分解油脂而产生游离脂肪酸，使油脂酸败，故测定油脂酸度（以酸价表示）可判别其新鲜程度。有效酸度也是判别食品质量的指标，如新鲜肉的pH 值为5.7~6.2，如pH>；6.7，说明肉已变质。
(3)利用有机酸的含量与糖含量之比，可判断某些果蔬的成熟度。有机酸在果蔬中的含量，因其成熟度及生长条件不同而异，一般随着成熟度提高，有机酸含量下降，而糖含量增加，糖酸比增大。故测定酸度可判断某些果蔬的成熟度，对于确定果蔬收获及加工工艺条件很有意义。
在食品分析中有两种相关的酸度概念：pH和可滴定酸度，这两者应采用不同的定量分析方法，对食品品质的影响也不尽相同。
可滴定酸度是测定食品中的总酸度，通过标准碱滴定所有的酸度来定量分析，因此比pH更能真实反映食品的风味。可是，总酸度并不能说明所有问题，食品建立的复杂缓冲体系可采用游离酸度的基本单位氢离子(H+)来表达。甚至在缺乏缓冲体系时，仍然有不到3％的存在于食品中的多种酸被电离成H+与离子对(它的共轭碱)，其含量往往被缓冲溶液所掩蔽。在水溶液中，H+和水结合形成水合氢离子(H3O+)。一个重要的例子是在某些食品中，微生物的生长能力更多地取决于H3O+浓度，而不是滴定酸度。对游离H3O+浓度的定量从而引出了第二个重要的酸度——pH，pH所表示的酸度值为1～14。pH是用数学表达式来表示H3O+的简明符号。现代食品分析中，pH值通常用pH计来测定，有时也用pH试纸测定。
4.2pH
4.2.1酸碱平衡
酸和碱是两类重要的化学物质，人类对酸碱的认识是逐步深入的。到目前为止，关于酸和碱的理论有四种，它们是阿仑尼乌斯（Arrhenius）提出的酸碱电离理论，布朗斯特（Brnsted）和劳莱（Lowry）提出的酸碱质子理论及路易斯（Lewis）酸碱理论。
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质称为酸，凡能接受质子的物质称为碱。酸碱可以是分子也可以是离子。中和反应是酸和碱作用生成盐的反应，如：
NaOH＋HClNaCl＋H2O
在水溶液中，酸形成的水合质子称为水合氢离子，碱形成的是水合氢氧根离子。
H3O+＋OH-2H2O
在任何温度下，水溶液中H3O+和OH-的体积摩尔浓度的乘积是一个常数，即水的离子积常数，［H3O+］［OH-］=Kw，Kw随着温度的改变而改变。例如：25℃时，Kw=1.04×10-14；而100℃时，Kw=58.2×10-14。
上述关于Kw的概念涉及的是纯水中H3O+与OH-的浓度。实验中已发现H3O+浓度在25℃时约为1.0×10-14 mol/L。OH-浓度与之相同。因为酸碱离子浓度相同，纯水被认为是中性的。
假定将一滴酸加入到纯水中，H3O+浓度上升，Kw仍为常数（1.04×10-14），但发现OH-的浓度下降了。相反地，如果将1滴碱加入到纯水中，H3O+浓度下降而OH-浓度上升，Kw在25℃时仍为1.04×10-14。25℃时部分食品的H3O+和OH-浓度见表4-2。
虽然用pH法表示相对比较简单，但要记住它是一个对数值，改变1个pH单位实际上是H3O+浓度改变了10倍。
pH并不一定等于可滴定酸度。强酸（如盐酸、硫酸、硝酸等）在pH值为1时完全解离；有机酸（如柠檬酸、苯甲酸、醋酸、酒石酸等）在水溶液中只有一小部分解离。这可以通过比较0.1 mol/L的盐酸和醋酸溶液的pH值来得到说明。
HClH+＋Cl-
CH3COOHH+＋CH3COO-
盐酸在水溶液中完全解离，在25℃时0.1 mol/L 盐酸的pH值为1.02，而醋酸在25℃时大约只有1％被离子化，其pH值仅为2.89。
4.2.2pH计
4.2.2.1离子活度
在使用pH电极时，必须考虑到浓度与离子活度。离子活度是表述化学反应的一个量度，而浓度是溶液中离子所有形式(自由的和结合的)的量度。因为离子之间及离子与溶剂之间会发生反应，所以离子的有效浓度或活度一般比实际浓度低，只有在无限稀释时，离子活度才趋向于浓度。离子活度和浓度的关系符合下列方程式：
A=γc
式中：A——离子活度；
γ——离子活度系数；
c——浓度。
离子活度是离子强度的函数。离子活度对在pH＜1的水合氢离子或pH＞13的水合氢氧根离子极其重要。
4.2.2.2基本原理
电位法测定pH值的理论是把1只对氢离子（H+）可逆的电极和1只参比电极放入溶液中组成1个原电池。由于原电池中参比电极的电位在一定条件下不变，那么原电池的电动势就随被测溶液中氢离子的活度而变化。因此，可以通过测量原电池的电动势，从而计算出溶液的pH值。
pH计系统(图4-1)最主要的四个部分是：①参比电极；②指示电极(对pH敏感)；③在高阻状态下能够测量微小的电动势变化的电位计或放大器；④被测样品。此装置由两个设计精细的电级组成，以产生一个恒定的、重现性良好的电动势，因此，在没有其他离子存在的情况下，两个电极间的电位差就很容易计算出来。然而，溶液中的H3O+离子通过指示电极的离子选样膜产生一个新的电动势，两个电级间的电动势差是与H3O+浓度负对数成正比。所有因素综合起来的电动势之和称作电级电势，最终可转变成为pH的读数。
氢离子浓度(确切地说是离子活度)是由两个电极间的电位差决定的，能斯特方程指出了这两个电极间的关系：
E=E0+2.303RT/(nFlgA)
式中：E——测量电极电势；
E0——标准电极电势。在标准的温度、离子浓度和电极组成的条件下，系统中各个单独电势的和为常数；
R——普通气体常数，8.313 J/(mol·K)；
F——法拉第常数，96490 C/mol；
T——热热力学温度，K。
电极系统产生的电位差是pH的线性函数，所以每改变1个pH单位，电极电势就改变59 mV(0.059 V)，在电中性时(pH=7)，电极电势是0 mV，当pH=4时，电极电势是180 mV；而相反，在pH=8时，电极电势是-60 mV。
Ea——Ag ∶AgCl电极和内部的液体间的按触电势，Ea只与温度有关而与测量的溶液无关；
Eb——位于pH敏感玻璃薄膜上的电势，不仅随着溶液的pH变化，而且随着温度的变化而变化，另外玻璃电极的膜电势是不均匀的，它受玻璃膜的组成和形状的影响，也会随电极的使用年限而变化；
Ec——饱和KCl溶液与测试样品的扩散电势，Ec基本独立于被测溶液(与被测溶液关系不大)；
Ed——甘汞电极与KCl盐桥之间的接触电势，Ed只与温度有关而与被测溶液无关。
上述的电位差与pH的关系只在25℃的条件下成立，pH读数随着温度的改变会发生变化。如0 ℃时的电极电势是54 mV，100℃时的电极电势是70 mV，现代pH计有内置灵敏度旋钮(温度补偿)，用来校正温度对pH的影响。
4.2.2.3参比电极
在pH系统中，参比电极需要完整的电路，这个半电池是pH计中最复杂的部分，而pH测量中遇到的问题常常与参比电极有关。
在参比电极上进行的电极反应必须是单一的可逆反应，其交换电流密度较大，制作方便，重现性好，电极电势稳定。一般都采用难溶盐电极作为参比电极。参比电极应不容易发生极化；如果一旦电流过大，产生极化，则断电后其电极电势应能很快恢复原值；在温度变化时，其电极电势滞后变化应较小。
常用的参比电极有以下五种：
（1）氢电极：用镀有铂黑的铂片为电极材料，在氢气中浸没或部分浸没于用氢饱和的电解液中，即可组成氢电极。
严格地讲，标准氢电极只是理想的电极，实际上并不能实现。因此在实际进行电极电势测量时总是采用电极电势已精确知晓而且又十分稳定的电极作为相比较的电极。测量由这类电极与被测电极组成电池的电动势，可以计算被测电极的电极电势。
（2）甘汞电极：常用Hg|Hg2Cl2|Cl-表示。电极内，汞上有一层汞和甘汞的均匀糊状混合物。用铂丝与汞相接触作为导线。电解液一般采用氯化钾溶液。用饱和氯化钾溶液的甘汞电极称为饱和甘汞电极，这是最常用的参比电极；而用1 mol/L氯化钾溶液的则称为当量甘汞电极。甘汞电极的电极电势与氯化钾浓度和所处温度有关。它在较高温度时性能较差。
饱和甘汞电极是常见的参比电极，它基于以下的可逆反应：
Hg2Cl2＋2e-2Hg＋2Cl-
25℃时，饱和KCl盐桥的E0=0.2444 V，相对于标准氢电极而言，该电极反应的能斯特方程式如下：
E=E0－0.0592lg［Cl-］2
因此，从上式可知，甘汞电极的电势取决于氯离子的浓度，此电势可通过在电极中使用的饱和KCl溶液来调控。
（3）银｜氯化银电极：由覆盖着氯化银层的金属银浸在氯化钾或盐酸溶液中组成。常用 Ag|AgCl|Cl-表示。一般采用银丝或镀银铂丝在盐酸溶液中用阳极氧化法制备。银|氯化银电极的电极电势与溶液中Cl-浓度和所处温度有关。
甘汞电极在高温(80℃)或强碱性样品(pH>；9)中不稳定，在这种情况下可使用银-氯化银电极，该电极的重现性非常好，其反应如下：
AgCl(s)＋e-Ag(s)＋Cl-
该电极里面的金属元素是镀银的铂丝，表面的银在盐酸中生成氯化银，填充溶液由4 mol/L KCl和饱和AgCl混合物组成，以防止金属电极外表面的AgCl被溶解，液络部通常用多孔的陶瓷制成。因为AgCl的溶解性相对更差，所以此电极比甘汞电极更容易堵塞。另有一种电极，其独立的内部结构是由Ag/AgCl电极电解质和陶瓷结合装置组成，而外面部分则包含了另一电极电解质和连结装置，从而使样品不会直接接触电极内部部分。
银-氯化银电极是一种应用相对较少的参比电极。
（4）汞｜氧化汞电极：这是碱性溶液体系常用的参比电极，表示式为Hg|HgO|OH-。它由汞、氧化汞和碱溶液等组成，其结构同甘汞电极。它的电极电势取决于温度和溶液的pH值。
（5）汞｜硫酸亚汞电极：它适用于硫酸溶液或硫酸盐溶液体系。电极由汞、硫酸亚汞和含 SO3的溶液等所组成，表示式为Hg|Hg2SO4|SO3。其结构同甘汞电极，它的电极电势与温度和溶液中SO3的浓度有关。
4.2.2.4指示电极
现在通常用于pH测量的指示电极是玻璃电极。在此之前，则使用氢电极和醌氢醌电极。玻璃电极的历史可以追溯到1875年。当时，Lord Kelvin提出玻璃是电导体。30年后，Cremer发现玻璃有电极电位，他还观察到当把一薄层玻璃膜置于两种水溶液之间时存在电极电位，并对酸度有感应，随后，他又发现反应跟氢离子浓度有密切关系。这一发现对pH计的发明具有重要意义。
玻璃电极可分为三个基本组成部分：①由导线相联的银-氯化银作为电极主体；②由0.01 mol/L HCl、0.09 mol/L KCl和醋酸盐组成的缓冲溶液，以保持恒定的pH(或Ea)；③电极前端的pH感应玻璃膜用于测量随pH而变化的电位(Eb)。用玻璃电极作为测定pH的指示电极，其测得的电位与pH成正比。
