Как определить кислотность среды по уравнению

Cреда водных растворов веществ. Индикаторы

Материалы портала onx.distant.ru

Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы.

Среда водных растворов

Вода и водные растворы окружают нас повсюду. В воде и в водных растворах присутствуют ионы Н + и ОН — . Избыток или недостаток этих ионов определяет среду раствора.

В нейтральном растворе количество ионов водорода Н + равно количеству гидроксид-ионов ОН – .

[ Н + ] = [ ОН – ]

Если количество ионов водорода Н + больше количества гидроксид-ионов ОН – , то среда раствора кислая:

[ Н + ] > [ ОН – ]

Если количество ионов водорода Н + меньше количества гидроксид-ионов ОН – , то среда раствора щелочная:

[ Н + ] ОН – ]

Для характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН. Он определяется, как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. В нейтральной среде рН равен 7, в кислой — меньше 7, в щелочной — больше 7.

Индикаторы

Для определения среды раствора используют специальные вещества, которые изменяют цвет в зависимости от среды раствора: индикаторы. В зависимости от среды эти вещества могут переходить в разные формы с различной окраской.

Чаще всего используют следующие индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин.

Окраска индикаторов в различных средах:

Растворы кислот и оснований

Характер среды определяется процессами, которые происходят с веществами в растворе. Кислот, основания и соли в воде диссоциируют на ионы. Кислоты диссоциируют на катионы водорода H + и анионы кислотных остатков:

HA = H + + A –

При этом в растворе возникает избыток катионов водорода Н + , поэтому среда водных растворов кислот — кислая (что вполне логично).

Сильные кислоты диссоциируют в разбавленных растворах практически полностью, поэтому среда разбавленных растворов сильных кислот, как правило, сильно кислотная. Некоторые кислоты (слабые) диссоциируют частично, поэтому среда водных растворов слабых кислот — слабо кислая.

Основания диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы ОН – :

МеОH = Ме + + ОН –

При этом в растворе возникает избыток катионов гидроксид-анионов ОН – , поэтому среда водных растворов оснований — щелочная. Сильные основания (щелочи) хорошо растворимы в воде, поэтому среда их водных растворов — сильно щелочная. Нерастворимые основания в воде практически не растворяются, поэтому в водном растворе оказывается лишь небольшое количество ионов ОН – . Среда водного раствора аммиака слабо щелочная.

Растворы солей

Среда водных растворов солей определяется не только диссоциацией, но и особенностями взаимодействия катионов металлов и анионов кислотных остатков с водой — гидролизом солей .

Попадая в воду, соли диссоциируют на катионы металлов (или ион аммония NH₄ + ) и анионы кислотных остатков.

Катионы металлов, которым соответствуют слабые основания, притягивают из воды ионы ОН – , при этом в воде образуются избыточные катионы водорода Н + . Протекает гидролиз по катиону. Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой таким образом не взаимодействуют.

Например , катионы Fe 3+ подвергаются гидролизу:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

Анионы кислотных остатков, которым соответствуют слабые кислоты, притягивают из воды катионы Н + , при этом в воде остаются гидроксид-анионы ОН – . Протекает гидролиз по аниону. Анионы кислотных остатков сильных кислот таким образом с водой не взаимодействуют.

Например , ацетат-ионы (остаток уксусной кислоты CH₃COOH) подвергаются гидролизу:

CH₃COO — + HOH ↔ CH₃COOH + OH —

В зависимости от состава соли водные растворы солей могут иметь кислую, нейтральную или щелочную среду.

Типы гидролиза солей в водных растворах:

Среда водных растворов солей:

* на практике среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяется силой кислоты и основания

Тип гидролиза и среда водных растворов некоторых солей:

Индикаторы будут по-разному окрашиваться в водных растворах таких солей, в зависимости от среды. Таким образом, с помощью индикаторов можно различить водные растворы некоторых солей.

Окраска лакмуса в водных растворах солей, в зависимости от строения соли:

Окраска лакмуса в водных растворах некоторых солей:

Добавить комментарий

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.

Водородный показатель кислотности (рН)

Водородный показатель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:

.

История водородного показателя pH .

Понятие водородного показателя введено датским химиком Сёренсеном в 1909 году. Показатель называется pH (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, либо pondus hydrogeni — вес водорода). В химии сочетанием pX обычно обозначают величину, которая равна lg X, а буквой H в этом случае обозначают концентрацию ионов водорода (H + ), либо, вернее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH .

Вывод значения pH .

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) оказываются одинаковыми и равняются 10 −7 моль/л, это четко следует из определения ионного произведения воды, равное [H + ] · [OH − ] и равно 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Если концентрации двух видов ионов в растворе окажутся одинаковыми, в таком случае говорится, что у раствора нейтральная реакция. При добавлении кислоты к воде, концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов понижается, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода уменьшается. Когда [H + ] > [OH − ] говорится, что раствор оказывается кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.

Чтоб было удобнее представлять, для избавления от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода используют их десятичный логарифм, который берется с противоположным знаком, являющийся водородным показателем — pH.

.

Показатель основности раствора pOH .

Немного меньшую популяризацию имеет обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, которая равняется десятичному логарифму (отрицательному) концентрации в растворе ионов OH − :

как во всяком водном растворе при 25 °C , значит, при этой температуре:

.

Значения pH в растворах различной кислотности.

• Вразрез с распространённым мнением, pH может изменяться кроме интервала 0 — 14, также может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH= −1.

Т.к. при 25 °C (стандартных условиях) [H + ] [OH − ] = 10 −14 , то ясно, что при такой температуре pH + pOH = 14.

Т.к. в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , значит, у кислых растворов pH 7, pH нейтральных растворов равняется 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды увеличивается, значит, увеличивается ионное произведение воды, тогда нейтральной будет pH = 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH − ); с понижением температуры, наоборот, нейтральная pH увеличивается.

Методы определения значения pH .

Существует несколько методов определения значения pH растворов. Водородный показатель приблизительно оценивают при помощи индикаторов, точно измерять при помощи pH-метра либо определять аналитическим путём, проводя кислотно-основное титрование.

1. Для грубой оценки концентрации водородных ионов часто используют кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. Самые популярные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и др. Индикаторы могут быть в 2х по-разному окрашенных формах — или в кислотной, или в основной. Изменение цвета всех индикаторов происходит в своём интервале кислотности, зачастую составляющем 1–2 единицы.
2. Для увеличения рабочего интервала измерения pH применяют универсальный индикатор, который является смесью из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно изменяет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным способом затруднено для мутных либо окрашенных растворов.
3. Применение специального прибора — pH-метра — дает возможность измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем при помощи индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, которая включает стеклянный электрод, потенциал которого зависим от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ обладает высокой точностью и удобством, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, что дает измерять pH непрозрачных и цветных растворов и поэтому часто применяется.
4. Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — тоже даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) каплями добавляют к раствору, который исследуется. При их смешивании происходит химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, для полного завершения реакции, — фиксируется при помощи индикатора. После этого, если известна концентрация и объём добавленного раствора титранта, определяется кислотность раствора.
5. Влияние температуры на значения pH:

0,001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3,

0,001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11,73, при 30 °C pH=10,83,

Влияние температуры на значения pH объясняют разчной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не есть ошибкой эксперимента. Температурный эффект нельзя компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии.

Кислотность среды имеет важное значение для большинства химических процессов, и возможность протекания либо результат той или иной реакции зачастую зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований либо на производстве применяют буферные растворы, позволяющие сохранять почти постоянное значение pH при разбавлении либо при добавлении в раствор маленьких количеств кислоты либо щёлочи.

Водородный показатель pH часто применяют для характеристики кислотно-основных свойств разных биологических сред.

Для биохимических реакций сильное значение имеет кислотность реакционной среды, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода зачастую оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается под действием буферных систем организма.

В человеческом организме в разных органах водородный показатель оказывается разным.

Некоторые значения pH.

Водородный показатель pH: общее понятие и методы определения. Таблицы величин pH

Важной характеристикой водных растворов является уровень концентрации в них положительно заряженных ионов водорода и отрицательно заряженных гидроксид-ионов относительно друг друга. При одинаковых концентрациях и раствор считается нейтральным, при избытке катионов – кислотным и при избытке анионов – основным (щелочным). Величина, называемая водородным показателем, или pH раствора, – это количественное выражение кислотности.

Понятие о водородном показателе

Определение pH-фактора базируется на кислотно-основных свойствах воды. Ее молекулы способны к самопроизвольной диссоциации, благодаря чему в воде всегда присутствует некоторое количество ионов и . Их концентрация мала вследствие обратимости процесса диссоциации, который выражается формулой

⇄ +

Из формулы видно, что ионы водорода и гидроксила содержатся в воде в равной концентрации: []=[]. В стандартных условиях (при температуре 22–25° C) она составляет моль⁄л.

Величина =[]∙[] называется ионным произведением воды. При заданной температуре она является постоянной (при 22–25° C = моль/л) не только для воды, но и для разбавленных растворов. При добавлении кислоты к воде повышается концентрация [] и понижается [] (кислотность возрастает), при добавлении щелочи падает [] и растет [] (кислотность понижается).

В качестве показателя кислотности удобно использовать десятичный логарифм величины [] с обратным знаком:

pH = -lg []

Для воды и любой нейтральной среды водородный показатель составит: pH = — lg⁡ = -(-7) = 7

Шкала pH

На основе постоянства значения ионного произведения воды построена шкала величин pH различных растворов. Отметка «7» в ней соответствует нейтральной среде, числа слева от 7 – кислотной, и справа – основной (щелочной).

Важно помнить, что, поскольку для определения показателя кислотности для избавления от знака «минус» в показателе степени используется отрицательный логарифм, понижение pH означает повышение концентрации , то есть кислотных свойств, и наоборот. Так, значение 5 соответствует концентрации [] = моль⁄л и большей кислотности, чем 9, означающее, что в растворе содержится моль⁄л катионов водорода.

Методы определения величины pH

В зависимости от целей и условий значение водородного показателя устанавливается различными методами. Качественно оценить кислотность среды позволяет применение индикаторов. Точные количественные результаты получают с помощью измерительных методов.

Использование индикаторов

Метод основан на способности ряда органических веществ к изменению окраски в зависимости от кислотности среды. Распространенные индикаторы – лакмус, метилоранж, фенолфталеин. Каждый из них проявляет свои свойства в ограниченном диапазоне значений pH.

Индикатор	Интервал шкалы pH	Характер изменения цвета по мере уменьшения кислотности
Лакмус	5,0–8,0	красный → фиолетовый → синий
Метилоранж	3,1–4,4	красный → оранжевый → желтый
Фенолфталеин	8,2–10,0	бесцветный → малиновый

Индикаторный метод отличает простота наглядность и быстрота, но он недостаточно точен и зависит от субъективного восприятия цвета.

Достичь большей точности позволяет применение универсального индикатора. Он представляет собой смесь веществ и охватывает широкий диапазон pH от 0 до 14. Цвет, приобретенный нанесенным на бумажную полосу индикатором в той или иной среде, сравнивают с эталонной шкалой. Универсальный индикатор дает возможность определять pH с точностью до десятых долей.

Индикаторные методы неэффективны в случаях, когда раствор слишком слабый, имеет собственную яркую окраску или замутнен.

Ионометрический метод

Водородный показатель можно определить с точностью до 0,01 в широком диапазоне, применяя pH-метр. Прибор представляет собой электронный милливольтметр, определяющий разность потенциалов на электродах, один из которых (измерительный pH-электрод) помещен в исследуемый раствор. Другой (электрод сравнения) погружен в электролит с определенным pH. На нем создается стабильный потенциал, относительно которого измеряют pH анализируемой среды. Разность потенциалов пропорциональна величине показателя кислотности.

pH-метр требует тщательной калибровки. Для нее используются специально приготовленные буферные растворы с эталонными значениями pH, устойчивыми при разбавлении или добавкам небольших количеств сильных кислот или оснований. В приготовлении буферных растворов для pH-метрии применяются стандарт-титры – наборы чистых реактивов с точно известной массой, которые разводят дистиллированной водой до необходимой концентрации.

Конструкция современных pH-метров предусматривает вместо двух электродов один комбинированный, что значительно упрощает их использование.

Аналитический объемный метод

В данном способе определения водородного показателя применяется процедура кислотно-основного титрования, ведущую роль в которой играет реакция нейтрализации исследуемого образца титрантом – стандартным раствором с определенным pH. Если титруется раствор кислоты, в качестве титранта используют щелочь (гидроксид натрия или калия), если основание – титрантом является раствор сильной кислоты (соляной или серной).

Титрант медленно добавляют к образцу до достижения точки эквивалентности – момента, когда происходит полная нейтрализация титруемого раствора. Фиксация конечной точки титрования может производиться несколькими способами: с помощью индикатора, потенциометрии, спектрофотометрии или измерения электропроводности. Определив необходимый для нейтрализации объем титранта и зная его концентрацию, вычисляют pH препарата.

Влияние температуры на значение pH

Повышение температуры приводит к росту диссоциации слабых электролитов, в том числе и воды. Повышается равновесная концентрация ионов и и возрастает величина ионного произведения. Соответственно меняется и водородный показатель для нейтральной среды:

Температура T, 0° C	0	20	25	40	60	80	100
Ионное произведение воды, , моль ⁄л
Нейтральный pH = — lg(√(K_W ))=-lg K_W/2	7,5	7,1	7	6,8	6,5	6,3	6,1

Температурные изменения оказывают сложное и неоднозначное влияние на измерения pH. В целом органические и щелочные пробы более зависимы от них, чем неорганические и кислотные. При pH-метрии и титровании температура строго контролируется, а полученные результаты пересчитываются с целью приведения к значению, характерному при 25° C.

Значения pH некоторых растворов

При определении величины pH для растворов кислот и оснований принято выражать концентрацию раствора в единицах нормальности. Нормальная концентрация – это количество моль-эквивалентов вещества в 1 л раствора: .

Эквивалентом называется частица (реальная либо условная), которая в химических реакциях равноценна одному катиону или одному электрону. Моль-эквивалент содержит эквивалентов, а его масса в единицах называется молярной массой эквивалента .

Многоосновные кислоты могут отдавать один или более ионов водорода, поэтому число моль-эквивалентов в растворе и, соответственно, нормальность будет в разных случаях неодинакова. Она имеет обозначение «н.» с указанием доли нормальной концентрации. Например, серная кислота, молекула которой при диссоциации отдает два протона , при молярной концентрации имеет нормальность 1н.

pH растворов кислот

pH растворов оснований

Нормальность щелочей определяется аналогично нормальности кислот, исходя из количества гидроксид-ионов, которые отщепляются при диссоциации.

Значения pH некоторых бытовых веществ и пищевых продуктов

Знание и использование водородного показателя играет значительную роль во многих областях жизни людей, особенно в здравоохранении и медицине, в водоснабжении, в производстве и грамотном потреблении продуктов питания и средств бытовой химии. Оно также важно в организации сельского хозяйства, в производстве кормов и удобрений. Показатель pH имеет большое значение при проведении научно-исследовательских работ в химии и биологии, а также при мониторинге многих технологических процессов в нефтехимической, топливной, атомной и других отраслях промышленности.