Добуток розчинності

Якщо кристали малорозчинного електроліту побудовані з іонів, то в роз­чин переходять іони, причому між іонами і твердою кристалічною фазою встановлюється динамічна рівновага, наприклад, . Для такої рівноваги К_дис. =  , де [Ba²⁺], [SO₄^2–] – концентрації іонів в розчині; [BaSO₄] – концентрація твердої фази, яку можна прийняти за сталу величину, оскільки BaSO₄ малорозчинний у воді. Тоді К_дис.·[BaSO₄] = [Ba²⁺]·[SO₄^2–]. З рівняння випливає, що у насиченому розчині при певній температурі добуток концентрації іонів малорозчинного електроліту є сталою величиною. Його називають добутком розчинності (ДР). ДР_BaSO4 = [Ba²⁺]·[SO₄^2–] = 1·10^–10. Введення однойменних іонів в розчин малорозчинного електроліту знижує його розчинність.

Іонний добуток води

Чиста вода є слабким електролітом: при 22 ^оС ступінь її дисоціації складає 1,8·10^–9. Рівняння дисоціації води: Н₂О  Н⁺+ОН^– і К_дис. =  , тоді К_дис·[Н₂O] = [H⁺]·[OH^–]. Практично [Н₂O] = const, звідси К_дис·[Н₂O] = [H⁺]·[OH^–] = K . K називається іонним добутком води:

В 1 л Н₂О, що має масу 1 кг (1000 г), число моль Н₂О складає  = 55,56 моль/л. К_дис(Н₂O) = 1,8·10^–9, тоді [H⁺] = [OH^–] = 55,56·1,8·10^–9 = 10^–7, а [H⁺]·[OH^–] = 10^–14. При даній температурі K є сталою величиною. При 22 ^оС нейтральні розчини мають однакову концентрацію [H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л і K  = 10^–14. Це дає змогу обчислювати концентрацію [H⁺] або [OH^–]: [H⁺] =  і [OH^–]  =  .

Водневий показник

У 1909 р. С.Саренсен запропонував характеризувати середовище розчину величиною водневого показника рН: рН = –lg[H⁺]. Тоді для нейтрального середовища рН = 7, для кислого рН  7, для лужного pH  7. Розчини, рН яких  3 відносять до сильнокислих; якщо 4  рН  6, то середовище слабокисле, 8  рН  10 – слаболужне, 11  рН  14 – сильнолужне.

Буферні розчини

Розчини, значення рН яких не змінюється при введенні невеликої кількості сильної кислоти або лугу і не залежать від розведення, називаються буферними розчинами або буферами. Буферні розчини є сумішами концентрованих розчинів слабкої кислоти і її солі (наприклад, CH₃COOH+CH₃COONa) або слабкої основи і її солі (наприклад, NH₄OH+NH₄Cl). Величину рН буферного розчину, обчислюють за допомогою відповідних формул. Так, для ацетатного К_дис.(CH₃COOH) =  , звідки [H⁺] = К_дис.(CH₃COOH)· . Наближено вважають, що рівноважна концентрація оцтової кислоти дорівнює її загальній концентрації, а концентрація іонів – концентрації солі: [CH₃COOH] = СCH₃COOH; [CH₃COO^–] = СCH₃COONa, тоді [H⁺] = К_дис.(CH₃COOH)· . Отже, lg[H⁺] = рН = рК_кисл.–lg ; рК_кисл. = –lgК_{дис.кисл}.

Якщо до ацетатного буферу добавити невелику кількість сильної кислоти, то його рН сильно не змінюється, тому що іони CH₃COO^– з’єднують H⁺ сильної кислоти у слабкий електроліт CH₃COOH. Якщо до ацетатного буферу додавати луг КОН, то рН також практично не змінюється, бо надлишок лугу нейтралізується оцтовою кислотою. Буферні розчини характеризуються їх буферною ємністю, під якою розуміють кількість еквівалентів кислоти або лугу, яку треба добавити до 1 л буферного розчину для того, щоб змінити його рН на 1.

Індикатори

Індикатори – це складні органічні речовини, які за хімічним характером є слабкими кислотами або слабкими основами. Вони змінюють своє забарвлення залежно від концентрації іонів водню або гідроксилу. Найбільш широко вживані індикатори представлені в таблиці:

Індикатор	Характер індикатору	Інтервал переходу рН	Забарвлення в лужному середовищі	Забарвлення в кислому середовищі
Метиловий оранжевий	основний	3,1–4,5	жовте	рожеве
Метиловий червоний	основний	4,2–6,3	жовте	червоне
Лакмус	кислотний	5–8	синє	червоне
Фенолфталеїн	кислотний	8,3–9,8	малинове	безбарвне