Как определить ph в уравнении

РАСЧЁТ pH В РАСТВОРАХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Чистая вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением: HOH ⇆ H + + OH – . Вследствие диссоциации воды в любом водном растворе содержатся и ионы H + , и ионы OH – . Концентрации этих ионов можно рассчитать с помощью уравнения ионного произведения воды

где K_w – константа ионного произведения воды; при 25°C K_w = 10 –14 .

Растворы, в которых концентрации ионов H + и OH – одинаковы, называются нейтральными растворами. В нейтральном растворе C(H + ) = C(OH – ) = 10 –7 моль/л.

В кислом растворе C(H + ) > C(OH – ) и, как следует из уравнения ионного произведения воды, C(H + ) > 10 –7 моль/л, а C(OH – ) –7 моль/л.

В щелочном растворе C(OH – ) > C(H + ); при этом в C(OH – ) > 10 –7 моль/л, а C(H + ) –7 моль/л.

pH – величина, с помощью которой характеризуют кислотность или щёлочность водных растворов; эта величина называется водородным показателем и рассчитывается по формуле:

В кислом растворе pH 7.

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH):

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Пример 7.1 Рассчитать pH 0,005 М раствора серной кислоты.

Серная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в разбавленных растворах необратимо и полностью по схеме: H₂SO₄ ® 2 H + + SO₄ 2– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(H + ) = 2·C(H₂SO₄) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.

pH = –lg C(H + ) = –lg 0,01 = 2.

Пример 7.2 Рассчитать pH 0,1 М раствора гидроксида натрия.

Гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий необратимо и полностью по схеме: NaOH ® Na + +OH – . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(OH – ) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.

pOH = –lg C(H + ) = –lg 0,1 = 1; pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.

Диссоциация слабого электролита – это равновесный процесс. Константа равновесия, записанная для процесса диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина; см. [1; 2].

Расчёт концентраций ионов (и pH) в растворах слабых электролитов сводится к решению задачи на химическое равновесие для того случая, когда известна константа равновесия и необходимо найти равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции (см. пример 6.2 – задача 2 типа).

Пример 7.3 Рассчитать pH и степень диссоциации электролита в растворе NH₄OH с массовой долей 0,35%. Плотность раствора – 1 г/мл.

В 0,35% растворе NH₄OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C₀. C₀ – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

NH₄OH принято считать слабым электролитом, обратимо диссоциирующим в водном растворе: NH₄OH ⇆ NH₄ + + OH – (см. также примечание 2 на стр. 5). Константа диссоциации К = 1,8·10 –5 (справочная величина). Поскольку слабый электролит диссоциирует неполностью, сделаем предположение, что продиссоциировало x моль/л NH₄OH, тогда равновесная концентрация ионов аммония и гидроксид-ионов также будут равняться x моль/л: C(NH₄ + ) = C(OH — ) = x моль/л. Равновесная концентрация непродиссоциировавшего NH₄OH равна: С(NH₄OH) = (C₀–x) = (0,1–x) моль/л.

Подставляем выраженные через x равновесные концентрации всех частиц в уравнение константы диссоциации:

.

Очень слабые электролиты диссоциируют незначительно (x ® 0) и иксом в знаменателе как слагаемым можно пренебречь:

.

Обычно в задачах общей химии иксом в знаменателе пренебрегают в том случае, если (в этом случае х – концентрация продиссоциировавшего электролита – в 10 и менее раз отличается от C₀ – общей концентрации электролита в растворе).

моль/л

С(OH – ) = x = 1,34∙10 -3 моль/л; pOH = –lg C(OH – ) = –lg 1,34∙10 –3 = 2,87.

pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.

Степень диссоциации электролита можно рассчитать как отношение концентрации продиссоциировавшего электролита (x) к общей концентрации электролита (C₀):

(1,34%).

Пример 7.4 Рассчитать pH 30% раствора фосфорной кислоты (плотность раствора 1,18 г/мл. Чему равна степень диссоциации электролита в этом растворе?

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C₀(H₃PO₄) = 3,6 моль/л.

Расчёт концентрации ионов водорода в растворах многоосновных слабых кислот, проводится только по первой стадии диссоциации. Строго говоря, общая концентрация ионов водорода в растворе слабой многоосновной кислоты равна сумме концентраций ионов H + , образовавшихся на каждой стадии диссоциации. Например, для фосфорной кислоты C(H + )_общая = C(H + )_{по 1 стадии} + C(H + )_{по 2 стадии} + C(H + )_{по 3 стадии} . Однако, диссоциация слабых электролитов протекает преимущественно по первой стадии, а по второй и последующим стадиям – в незначительной степени, поэтому

C(H + )_{по 2 стадии} ≈ 0, C(H + )_{по 3 стадии} ≈ 0 и C(H + )_общая ≈ C(H + )_{по 1 стадии} .

Пусть фосфорной кислоты продиссоциировало по первой стадии x моль/л, тогда из уравнения диссоциации H₃PO₄ ⇆ H + + H₂PO₄ – следует, что равновесные концентрации ионов H + и H₂PO₄ – также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H₃PO₄ будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H + и H₂PO₄ – и молекул H₃PO₄ в выражение константы диссоциации по первой стадии (K₁ = 7,5·10 –3 – справочная величина):

K₁/C₀ = 7,5·10 –3 / 3,6 = 2,1·10 –3 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

;

моль/л;

С(H + ) = x = 0,217 моль/л; pH = –lg C(H + ) = –lg 0,217 = 0,66.

(3,44%)

Задание №8

Рассчитайте а) pH растворов сильных кислот и оснований; б) раствора слабого электролита и степень диссоциации электролита в этом растворе (таблица 8). Плотность растворов принять равной 1 г/мл.

Таблица 8 – Условия задания №8

Пример 7.5 Смешали 200 мл 0,2М раствора H₂SO₄ и 300 мл 0,1М раствора NaOH. Рассчитайте pH образовавшегося раствора и концентрации ионов Na + и SO₄ 2– в этом растворе.

Приведём уравнение реакции H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O к сокращённому ионно-молекулярному виду: H + + OH — → H₂O

Из ионно-молекулярного уравнения реакции следует, что в реакцию вступают только ионы H + и OH – и образуют молекулу воды. Ионы Na + и SO₄ 2– в реакции не участвуют, поэтому их количество после реакции такое же как и до реакции.

Расчёт количеств веществ до реакции:

n(H + ) = 2 × n(H₂SO₄) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль;

n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na + ) = n(OH – ).

Ионы OH – – в недостатке; они прореагируют полностью. Вместе с ними прореагирует столько же (т.е. 0,03 моль) ионов H + .

Расчёт количеств ионов после реакции:

n(H + ) = n(H + )_{до реакции} – n(H + )_{прореагировавших} = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль;

n(Na + ) = 0,03 моль; n(SO₄ 2– ) = 0,02 моль.

Т.к. смешиваются разбавленные растворы, то

V_общ. » Vраствора H₂SO₄ + V раствора NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.

C(Na + ) = n(Na + ) / V_общ. = 0,03 моль : 0,5 л = 0,06 моль/л;

C(H + ) = n(H + ) / V_общ. = 0,01 моль : 0,5 л = 0,02 моль/л;

pH = –lg C(H + ) = –lg 2·10 –2 = 1,699.

Задание №9

Рассчитайте pH и молярные концентрации катионов металла и анионов кис­лотного остатка в растворе, образовавшемся в результате смешивания раствора сильной кислоты с раствором щёлочи (таблица 9).

Таблица 9 – Условия задания №9

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении в воде любой соли происходит диссоциация этой соли на катионы и анионы. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например, нитрит калия KNO₂), то нитрит-ионы будут связываться с ионами H + , отщепляя их от молекул воды, в результате чего образуется слабая азотистая кислота. В результате этого взаимодействия в растворе установится равновесие:

Таким образом, в растворе соли, гидролизующейся по аниону, появляется избыток ионов OH – (реакция среды – щелочная; pH > 7).

Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, хлорид аммония NH₄Cl), то катионы NH₄ + слабого основания будут отщеплять ионы OH – от молекул воды и образовывать слабодиссоциирующий электролит – гидроксид аммония 1 .

В растворе соли гидролизующейся по катиону появляется избыток ионов H + (реакция среды – кислая pH + связываются с ионами OH – , отщепляя их от молекул воды, а анионы слабой кислоты F – связываются с ионами H + , в результате чего образуется слабое основание NH₄OH и слабая кислота HF: 2

Реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из образующихся в результате гидролиза малодиссоциирующих электролитов является более сильным (это можно выяснить, сравнив константы диссоциации). В случае гидролиза NH₄F среда будет кислой (pH –5 –4 .

Таким образом, гидролизу (т.е. разложению водой) подвергаются соли, образованные:

– катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KNO₂, Na₂CO₃, K₃PO₄);

– катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH₄NO₃, AlCl₃, ZnSO₄);

– катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (Mg(CH₃COO)₂, NH₄F).

C молекулами воды взаимодействуют катионы слабых оснований или (и) анионы слабых кислот; соли образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот гидролизу не подвергаются.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, протекает ступенчато; ниже на конкретных примерах показана последовательность рассуждений, которой рекомендуется придерживаться при составлении уравнений гидролиза таких солей.

1. Как уже отмечалось ранее (см. примечание 2 на стр. 5) существует альтернативная точка зрения, согласно которой гидроксид аммония является сильным основанием. Кислая реакция среды в растворах солей аммония, образованных сильными кислотами, например, NH₄Cl, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, объясняется при таком подходе обратимо протекающим процессом диссоциации иона аммония NH₄ + ⇄ NH₃ + H + или, более точно NH₄ + + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O + .

2. Если гидроксид аммония считать сильным основанием, то в растворах солей аммония, образованных слабыми кислотами, например, NH₄F следует рассматривать равновесие NH₄ + + F – ⇆ NH₃ + HF, в котором происходит конкуренция за ион H + между молекулами аммиака и анионами слабой кислоты.

Пример 8.1 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза карбоната натрия. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + CO₃ 2–

2. Соль образована катионами (Na + ) сильного основания NaOH и анионом (CO₃ 2– ) слабой кислоты H₂CO₃. Следовательно, соль гидролизуется по аниону:

Гидролиз в большинстве случаев протекает обратимо (знак ⇄); на 1 ион, участвующий в процессе гидролиза, записывается 1 молекула HOH.

3. Отрицательно заряженные карбонат ионы CO₃ 2– связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, и образуют гидрокарбонат ионы HCO₃ – ; раствор обогащается ионами OH – (щелочная среда; pH>7):

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Na₂CO₃.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, соединив все имеющиеся в уравнении CO₃ 2– + HOH ⇆ HCO₃ – + OH – анионы (CO₃ 2– , HCO₃ – и OH – ) с катионами Na + , образовав соли Na₂CO₃, NaHCO₃ и основание NaOH:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрокарбонат ионы, которые участвуют во второй стадии гидролиза:

(отрицательно заряженные гидрокарбонат ионы HCO₃ – связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении HCO₃ – + HOH ⇆ H₂CO₃ + OH – анионы (HCO₃ – и OH – ) с катионами Na + , образовав соль NaHCO₃ и основание NaOH:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.2 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза сульфата алюминия. Укажите pH раствора (pH>7, pH 3+ + 3SO₄ 2–

2. Соль образована катионами (Al 3+ ) слабого основания Al(OH)₃ и анионами (SO₄ 2– ) сильной кислоты H₂SO₄. Следовательно, соль гидролизуется по катиону; на 1 ион Al 3+ записывается 1 молекула HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .

3. Положительно заряженные ионы Al 3+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, и образуют ионы гидроксоалюминия AlOH 2+ ; раствор обогащается ионами H + (кислая среда; pH 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Al₂(SO₄)₃.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + катионы (Al 3+ , AlOH 2+ и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соли Al₂(SO₄)₃, AlOHSO₄ и кислоту H₂SO₄:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались катионы гидроксо­алюминия AlOH 2+ , которые участвуют во второй стадии гидролиза:

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH)₂ + + H +

(положительно заряженные ионы AlOH 2+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH)₂ + + H + катионы (AlOH 2+ , Al(OH)₂ + , и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соли AlOHSO₄, (Al(OH)₂)₂SO₄ и кислоту H₂SO₄:

7. В результате второй стадии гидролиза образовались катионы дигидроксоалюминия Al(OH)₂ + , которые участвуют в третьей стадии гидролиза:

(положительно заряженные ионы Al(OH)₂ + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении Al(OH)₂ + + HOH ⇆ Al(OH)₃ + H + катионы (Al(OH)₂ + и H + ) с анионами SO₄ 2– , образовав соль (Al(OH)₂)₂SO₄ и кислоту H₂SO₄:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.3 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза ортофосфата аммония. Укажите pH раствора (pH>7, pH + + PO₄ 3–

2. Соль образована катионами (NH₄ + ) слабого основания NH₄OH и анионами

(PO₄ 3– ) слабой кислоты H₃PO₄. Следовательно, соль гидролизуется и по катиону, и по аниону: NH₄ + + PO₄ 3– +HOH ⇆ … ; (на одну пару ионов NH₄ + и PO₄ 3– в данном случае записывается 1 молекула HOH). Положительно заряженные ионы NH₄ + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH₄OH, а отрицательно заряженные ионы PO₄ 3– связываются с ионами H + , образуя гидрофосфат ионы HPO₄ 2– :

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза (NH₄)₃PO₄.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH₄ + + PO₄ 3– + HOH ⇆ NH₄OH + HPO₄ 2– анионы (PO₄ 3– , HPO₄ 2– ) с катионами NH₄ + , образовав соли (NH₄)₃PO₄, (NH₄)₂HPO₄:

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрофосфат анионы HPO₄ 2– , которые вместе с катионами NH₄ + участвуют во второй стадии гидролиза:

(ионы NH₄ + связываются с ионами OH – , ионы HPO₄ 2– – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH₄OH и дигидрофосфат ионы H₂PO₄ – ).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH₄ + + HPO₄ 2– + HOH ⇆ NH₄OH + H₂PO₄ – анионы (HPO₄ 2– и H₂PO₄ – ) с катионами NH₄ + , образовав соли (NH₄)₂HPO₄ и NH₄H₂PO₄:

7. В результате второй стадии гидролиза образовались дигидрофосфат анионы H₂PO₄ – , которые вместе с катионами NH₄ + участвуют в третьей стадии гидролиза:

(ионы NH₄ + связываются с ионами OH – , ионы H₂PO₄ – – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH и образуют слабые электролиты NH₄OH и H₃PO₄).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав присутствующие в уравнении NH₄ + + H₂PO₄ – + HOH ⇆ NH₄OH + H₃PO₄ анионы H₂PO₄ – и катионами NH₄ + и образовав соль NH₄H₂PO₄:

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Процесс гидролиза протекает преимущественно по первой стадии, поэтому реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из малодиссоциирующих электролитов, образующихся на первой стадии гидролиза, является более сильным. В рассматриваемом случае

реакция среды будет щелочной (pH>7), поскольку ион HPO₄ 2– – более слабый электролит, чем NH₄OH: KNH₄OH = 1,8·10 –5 > KHPO₄ 2– = K_III H₃PO₄ = 1,3×10 –12 (диссоциация иона HPO₄ 2– – это диссоциация H₃PO₄ по третьей стадии, поэтому KHPO₄ 2– = K_III H₃PO₄).

Задание №10

Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей (таблица 10). Укажите pH раствора (pH>7, pH

ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между.

ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала.

Что делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор.

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

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.

Расчёт pH в растворах слабых (средних) кислот и оснований.

Слабые (и средние) электролиты в водных растворах диссоциируют не полно­стью, равновесие в этих растворах описывается с помощьюконстант диссоциации (ионизации):

К_А — константы кислотности и К_В. — константы основности, которые связаны со степенью диссоциации (a) законом разбавления Оствальда:

Для электролитов, степень диссоциации которых меньше 5% при концентрации более 10 моль/дм или Кд меньше 1*10 -4 закон разбавления Оствальда выражается:

Расчёты рН в таком случае ведут по формулам:

Для слабой кислоты:

[Н + ]= a • Cна = Þ рН =- lg

Для слабого основания:

[OН — ]= a • CB = Þ рОН =- lg Þ pH = 14 – pOH или [Н + ] = Kw/ [ОН — ] Þ pH – lg[H + ]

Примеры решения задач по расчёту рН растворов слабых кислот и оснований.

Пример 8.Вычислить рН 0,001 Н уксусной кислоты, если =0,13

Решение:

Пример 9.Определить:

А) рН 0,01н СН₃СООН, если

В) рН 0,01н NH₄OH, если

Решение: Представив уравнение в логарифмической форме получим ,

таким образом для одноосновной кислоты

, следовательно , для слабого основания ;

, следовательно

Пример 10. Концентрация ионов Н + в растворе равна 2 . 10 -4 моль/дм . Вычислить концентрацию ОН — , рН и рОН в этом растворе.

Решение:

;

Пример 11.Вычислить рН раствора, в 500мл которого растворено 2г NaOH.

Решение:

РН=14-рС_основ;

; рН = 14 – 1 = 13

Пример 12. Рассчитать рН 0,01 моль/дм 3 раствора аммиака, К_NH3*Н2O = 1,76*10 -5 .

Решение.

В водном растворе аммиака имеет место равновесие

Поскольку раствор аммиака — слабое основание и K_B -4 , то расчёт ведут сле­дующим образом:

[OH — ] =

рОН= — lg [ОН — ] = — lg 4,2 • 10-3 = 3- 0,623= 2,38

pH = 14- рОН = 14 — 2,38= 11,62

Пример 13. Степень диссоциации СН₃СООН в 0,1 моль/дм 3 растворе равна 1,32*10 -3 . Вычислить концентрации ионов Н + и СНзСОO — , pH раствора и К_д кислоты.

Решение.

Записывают уравнение диссоциации уксусной кислоты

СН₃СООН — слабая кислота, поэтому

[H=] = a*CH₃COOH = 1,32*10 -2 *0,1 = 1,32*10 -3 моль/дм 3

pH= — lg [H + ]= — lg 1,32 • 10 -3 = 3 — 0,12 = 2,88 [Н + ] = [СН₃СОО — ] = 1,32*10 -3 моль/дм 3

Из закона разбавления Оствальда находят К_{СН3СООН}:

К_{СН3СООН} = a 2 * С_{СН3СООН} = (1.32*10 -2 ) 2 • 0,1 = 1,74 *10 -5

Задачи:

Расчет концентрации ионов и ионной силы в растворах сильных электролитов

1. Считая диссоциацию полной, вычислить концентрации ионов:

2. Вычислить ионную силу в растворах:

0,3 М хлорида бария, 0,06 М ортофосфата калия, 0,02 М сульфата алюминия.

3. Рассчитать ионную силу раствора, содержащего в 1 дм 0,01 моль сульфата натрия и 0,01 моль сульфатажелеза (III).

4. Рассчитать коэффициент активности и активность иона Сl — в 0,015 М растворе хлорида цинка.

Ответ: (0,82; 2,45•10 моль/дм 3 )

5. Вычислить активность ионов Na + ,H + ,SO₄ 2- в растворе с концентрацией 2•10 моль/дм 3 сульфата натрия и 5•10 моль/дм 3 серной кислоты.

Ответ: (3,16*10 моль/дм 3 ; 7,9х10 моль/дм 3 ; 8,2*10 моль/дм 3 )

6. После растворения хлорида калия, сульфата магния и сульфата железа (III) в воде молярная концентрация этих солей равна соответственно: 0,05; 0,02 и 0,01 моль/дм 3 . Вычислить ионную силу раствора.

Расчет концентрации ионов, рН и РОН в растворах слабых электролитов:

7. Вычислить рН 0,01н раствора гидроокиси аммония, степень диссоциации которой равна 0,1.

8. Активная кислотность желудочного сока равна 0,047. Найти рН желудочного сока.

9. Найти рН молочной кислоты, константа диссоциации которой равна 1,44 . 10 -4 , С=0,01.

10.Вычислить рН раствора азотной кислоты, если массовая доля кислоты в растворе равна 4% ( ).

11.Вычислить концентрацию и число ионов водорода в крови объёмом 100мл,если рН крови=7,36.

12.К 99 мл воды добавили 1 мл 0,1н NaOH. Как изменилось значение рН ? Ответ: 7-11

13. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов при температуре 20 0 С, если концентрация ионов водорода равна 2 . 10 -4 г-ион/дм , =0,69 . 10 -14 .

14.Вычислить рН и рОН 0,001 моль/дм 3 раствора хлороводородной кислоты с учётом ионной силы раствора.

15.Сколько граммов гидроксида натрия потребуется для приготовления 500 см раствора, рН которого 9?

16.Вычислить рН 0,02 моль/дм 3 раствора серной кислоты, считая её диссоциацию на ионы полной. (Ответ: 1,40)

17 Рассчитать рН раствора гидроксида калия с массовой долей 0,19%. (12,53)

18 Вычислить активность гидроксид-ионов и ран + в 0,01 моль/дм 3 растворе гидроксида калия. (Ответ: 9*10 моль/дм 3 ; 11,95)

19 Вычислить концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе хлороводородной кислоты при рН 4.

(Ответ: 10 моль/дм 3 ;10 моль/дм 3 )

20 Рассчитать рН 0,60%-ного раствора уксусной кислоты. (Ответ: 2,38)

21 Вычислить рН 0,1 моль/дм раствора фенола, если K_С6Н5OH = 1*10 . (5,48)

22 Чему равна степень диссоциации 0,01 моль/дм 3 водного раствора уксусной кислоты, если К_{снзСООН} = 1,76*10 -5 ? (4,2 * 10 или 4,20%)

23 Вычислить рН 10%-ного раствора аммиака. Ответ: (11,71)

24 Найти концентрацию водородных ионов в 2М,0,5М и 0,2М растворе уксусной кислоты (К_д = 1,8 10 -5 ).