4. Водневий показник

Вода – дуже слабкий амфоліт, тобто одночасно дисоціює як кислота і як основа:

Н₂О ⇆ Н⁺ + ОН ^- (К_дис = 1,8∙10^-16)

кислота основа

За законом діючих мас:

К_в = [Н⁺][ОН ^-] = 1 ∙ 10^-14 - йонний добуток води

Для води і розбавлених водних розчинів при певній температурі добуток концентрацій йонів гідрогену і гідроксид-йонів є величина стала.

Розчини, у яких концентрації іонів гідрогену та гідроксид-йонів однакові, наз. нейтральними розчинами:

[Н⁺] = [ОН ^-] = 10^-7 моль/л, отже, К_в = 10^-7 ∙ 10^-7 = 10^-14.

Якщо концентрація катіонів гідрогену відома, то тим самим визначена і концентрація гідроксид-йонів:

[H⁺] = = ; [ОН ^-] = = .

Математична конверсія концентрацій йонів на від’ємний десятковий логарифм дає більш зручну у користуванні шкалу кислотності із застосуванням нової величини - водневого показника:

рН = - lg[Н⁺],

а також величину гідроксильного показника pOH = - lg[ОН^-]. Показники пов’язані співвідношенням:

рН + рОН = 14.

Використання від’ємного логарифму має наслідком обернений зв’язок між величиною рН і кислотністю розчинів: чим менше величина рН, тим більш кислотним є розчин.

Порівняння:

Кислий розчин → [Н⁺] 10^-7 моль/л → рН < 7

Нейтральний розчин → [Н⁺] = 10^-7 моль/л → рН = 7

Лужний розчин → [Н⁺] < 10^-7 моль/л → рН 7

Зворотний розрахунок проводять потенціюванням:

[Н⁺] = 10^-рН та [ОН ^-] = 10^-рОН

Приклад 4.1. [Н⁺] = 10^-2 моль/л. Визначити [ОН^-].

Розв'язок.

[ОН ^-] = = 10^-12 моль/л

Приклад 4.2. [ОН ^-] = 10^-3 моль/л. Розрахувати рН.

Розв’язок.

1-й спосіб. Розраховуємо концентрацію [Н⁺] = = 10^-11 моль/л,

далі розраховуємо рН = - lg 10^-11 = 11.

2-й спосіб. Розраховуємо рОН = - lg 10^-3 = 3, розраховуємо

рН = 14 – рОН = 14 – 3 = 11.

Приклад 4.3. Розрахуйте концентрацію катіонів Н⁺ у розчині

з рН = 2,7.

Розв’язок.

[Н⁺] = 10^-2,7 = 0,002 моль/л.

[Н⁺], моль/л

10⁰ 10^-1 10^-2 10^-3 10^-4 10^-5 10^-6 10^-7 10^-8 10^-9 10^-10 10^-11 10^-12 10^-13 10^-14

│ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │

Збільшення кислотності ║ Збільшення лужності

│ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │ │

рН 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Надлишок Н⁺ Надлишок

рН < 7 рН 7

Нейтральний

рН = 7

Мал.1. Зв’язок між концентрацією Н⁺ , рН і реакцією

середовища розчину

Таблиця 4.

Інтервал переходу забарвлення індикаторів

Індикатор	Інтервал переходу рН	рТ	Забарвлення
			у кислому середовищі	у лужному середовищі
Метилоранж	3,1 – 4,4	4	Червоне	Жовте
Лакмус	5,0 – 8,0	7	Червоне	Синє
Фенолфталеїн	8,0 –10,0	9	Безбарвний	Червоне

Для розведених розчинів слабких електролітів зв'язок ступеня дисоціації і константи дисоціації виражається законом розбавляння Оствальда:

К = α²С,

тут: К – константа дисоціації; α 1 (100%) – ступінь дисоціаціїї;

С – концентрація електроліту.

Розрахунок концентрації катонів гідрогену для слабких електролітів:

• через ступінь дисоціації [Н⁺] = αС; окремий випадок – сильні електроліти, для яких α = 1: [Н⁺] = С_{кислоти};

• через константу дисоціації [Н⁺] = αС = ∙ С =

.

Приклад 4.4. Розрахуйте рН 0,17 н. СН₃СООН, якщо константа дисоціації 1,75∙10^-5.

Розв’язок. Записуємо рівняння дисоціації:

СН₃СООН ⇆ СН₃СОО^- + Н⁺

Розраховуємо концентрацію йонів гідрогену:

[Н⁺] = = = 0,17∙10^-2 моль/л

Визначаємо рН = - lg 0,17∙10^-2 = 2,77.

Приклад 4.5. Розрахуйте рН 0,1 М розчину гідроксиду амонію

(α = 1,3%).

Розв’язок. Записуємо рівняння дисоціації:

NH₄OH ⇆ NH₄⁺ + OH ^-

Розраховуємо концентрацію гідроксид-йонів:

[ОН^-] = αС = ∙ 0,1 = 1,3∙10^-3 моль/л,

отже, рОН = - lg 1,3∙10^-3 = 2,89. Визначаємо рН =14 – 2,89 = 11,11.

Приклад 4.6. Розрахувати рН 1% розчину форміатної кислоти з густонию розчину 1 г/см³ і К_дис = 2,2∙10^-4.

Розв’язок. Записуємо рівняння дисоціації: НСООН ⇆ НСОО^- + Н⁺.

Визначаємо масу кислоти у розчині об’ємом 1 л:

m_{кислоти} = ωm_{розчину} = ωρV = ∙1∙ 1000 = 10 г

Розраховуємо молярну концентрацію кислоти: М_нсоон = 46 г/моль,

С_М = = = 0,22 M

Розраховуємо концентрацію катіонів гідрогену:

[Н⁺] = = = 6,8∙10^-3 моль/л

Визначаємо рН = - lg 6,8∙10^-3 = 2,17.

Для практичного визначення рН розчинів найчастіше користуються індикаторами. Кислотно основні індикатори – складні органічні сполуки (слабкі кислоти аба слабкі основи), що змінюють своє забарвлення від концентрації йонів Н⁺ або ОН^- . Зміна забарвлення індикаторів відбувається у певному інтервалі рН розчину (див. табл. 4.)

Для підтримання сталості рН середовища у розчин вводять буферні сіміші, які вбирають йони водню або гидроксид-йони, тому значення рН розчину залишається практично незмінним.

Буферними розчинами називають суміші слабкої кислоти (або слабкої основи) та її солі. Не змінюється рН і при розведенні, тому що залежить лише від співвідношення концентрацій компонентів буферної суміші. Формули для обчислення рН буферних сумішей:

рН = рК_{кислоти} + lg , відповідно, рОН = рК_основи + lg .

Буферний розчин характеризується буферною ємкістю – здатністю розчину зберігати сталу величину рН при добавлянні кислот або лугів.

Задачі та вправи

45. Визначити концентрацію: а) катіонів гідрогену у розчині з рН = 3;

б) концентрацію гідроксид йонів з рН = 11.

46. Концентрація гіроксид-йонів у розчині становить 0,00001 моль/л. Визначити коцентрацію йонів Н⁺ і рН розчину.

47. Концентрація катіонів гідрогену у розчині дорівнює 10^-4 моль/л. Визначити рОН розчину.

48. В розчині обємом 500 см³ міститься 0,28 г КОН. Розрахуйте рН розчину. Ступінь дисоціації лугу 100%.

49. Визначити рН 0.001 н. розчину HCN з константою дисоціації 4,9∙10^-10.

50. В 1л води розчинили 2,24л аміаку (н.у.). Визначити рН отриманого розчину, якщо α = 0,01.

51. Визначити молярну та еквівалентну концентрацію сульфатної кислоти, якщо відомо, що рН розчину дорівнює 2,2.