Ph 1 яке середовище. Кислотність середовища. Поняття про pH розчину. Роль pH в хімії та біології

Згадайте:

Реакція нейтралізації - це реакція між кислотою і лугом, в результаті якої утворюються сіль і вода;

Під чистою водою хіміки розуміють хімічно чисту воду, що не містить ніяких домішок і розчинених солей, т. Е. Дистильовану воду.

кислотність середовища

Для різних хімічних, промислових і біологічних процесів дуже важливою характеристикою є кислотність розчинів, що характеризує зміст кислот або лугів у розчинах. Оскільки кислоти і луги є електролітами, то для характеристики кислотності середовища використовують вміст іонів H + або OH -.

У чистій воді і в будь-якому розчині разом з частинками розчинених речовин присутні також іони H + і OH -. Це відбувається завдяки дисоціації самої води. І хоча ми вважаємо воду неелектролітами, проте вона може диссоциировать: H 2 O ^ H + + OH -. Але цей процес відбувається в дуже незначній мірі: в 1 л води на іони розпадається тільки 1. 10 -7 моль молекул.

У розчинах кислот в результаті їх дисоціації з'являються додаткові іони H +. У таких розчинах іонів H + значно більше, ніж іонів OH -, що утворилися при незначній дисоціації води, тому ці розчини називають кислотними (рис. 11.1, ліворуч). Прийнято говорити, що в таких розчинах кислотне середовище. Чим більше іонів H + міститься в розчині, тим більше кислотність середовища.

У розчинах лугів в результаті дисоціації, навпаки, переважають іони OH -, а катіони H + через незначну дисоціації води майже відсутні. Серед таких розчинів лужна (рис. 11.1, праворуч). Чим вище концентрація іонів OH -, тим більш лужною є середовище розчину.

У розчині кухонної солі кількість іонів H + і OH - однаково і дорівнює 1. 10 -7 моль в 1 л розчину. Таку середу називають нейтральною (рис. 11.1, по центру). Фактично це означає, що розчин не містить ні кислоти, ні лугу. Нейтральне середовище характерна для розчинів деяких солей (утворених лугом і сильною кислотою) і багатьох органічних речовин. У чистої води також нейтральне середовище.

Водневий показник

Якщо порівнювати смак кефіру і лимонного соку, то можна сміливо стверджувати, що лимонний сік набагато кисліше, т. Е. Кислотність цих розчинів різна. Ви вже знаєте, що в чистій воді також містяться іони H +, але кислого смаку води не відчувається. Це пояснюється дуже малою концентрацією іонів H +. Часто буває недостатньо сказати, що навколишнє середовище кислотна або лужна, а необхідно кількісно її охарактеризувати.

Кислотність середовища кількісно характеризують водневим показником pH (вимовляється «пе-аш»), пов'язаних з концентрацією

іонів Гідрогену. Значення pH відповідає певному змісту катіонів Гідрогену в 1 л розчину. У чистій воді і в нейтральних розчинах в 1 л міститься 1. 10 7 моль іонів H +, а значення pH дорівнює 7. У розчинах кислот концентрація катіонів H + більше, ніж в чистій воді, а в лужних розчинах менше. Відповідно до цього змінюється і значення водневого показника pH: в кислотному середовищі він знаходиться в межах від 0 до 7, а в лужних - від 7 до 14. Вперше водневий показник запропонував використовувати данський хімік Педер Серенсен.

Ви могли помітити, що значення pH пов'язано з концентрацією іонів H +. Визначення pH прямо пов'язане з обчисленням логарифма числа, яке ви будете вивчати на уроках математики в 11 класі. Але взаємозв'язок між вмістом іонів в розчині і значенням pH можна простежити за такою схемою:

Значення рН водних розчинів більшості речовин і природних розчинів знаходиться в інтервалі від 1 до 13 (рис. 11.2).

Рис. 11.2. Значення рН різних природних і штучних розчинів

Серен Педер Лауріц Серенсен

Данська фізико-хімік і біохімік, президент Датського королівського суспільства. Закінчив Копенгагенський університет. У 31 рік став професором Датського політехнічного інституту. Очолював престижну фізико-хімічну лабораторію при пивоварному заводі Карлсберга в Копенгагені, де зробив свої головні наукові відкриття. Основна наукова діяльність присвячена теорії розчинів: він ввів поняття про водневий показник (рН), вивчав залежність активності ферментів від кислотності розчинів. За наукові досягнення Серенсен внесений до переліку «100 видатних хіміків XX століття», але в історії науки він залишився перш за все як вчений, який ввів поняття «рН» і «рН-метрія».

Визначення кислотності середовища

Для визначення кислотності розчину в лабораторіях найчастіше використовують універсальний індикатор (рис. 11.3). За його забарвленням можна визначити не тільки наявність кислоти або лугу, а й значення рН розчину з точністю до 0,5. Для більш точного вимірювання рН існують спеціальні прилади - рН-метри (рис. 11.4). Вони дозволяють визначити рН розчину з точністю до 0,001-0,01.

Використовуючи індикатори або рН-метри, можна стежити за тим, як протікають хімічні реакції. Наприклад, якщо до розчину натрій гідроксиду доливати хлоридну кислоту, то відбудеться реакція нейтралізації:

Рис. 11.3. Універсальним індикатором визначають приблизне значення рН

Рис. 11.4. Для вимірювання pH розчинів використовують спеціальні прилади - рН-метри: а - лабораторний (стаціонарний); б - портативний

В цьому випадку розчини реагентів і продуктів реакції безбарвні. Якщо ж у вихідний розчин лугу помістити електрод рН-метра, то про повну нейтралізації лугу кислотою можна судити за значенням рН утвореного розчину.

Застосування водневого показника

Визначення кислотності розчинів має велике практичне значення в багатьох областях науки, промисловості та інших сферах життя людини.

Екологи регулярно вимірюють рН дощової води, води річок і озер. Різке підвищення кислотності природних вод може бути наслідком забруднення атмосфери або потрапляння у водойми відходів промислових підприємств (рис. 11.5). Такі зміни тягнуть за собою загибель рослин, риби та інших мешканців водойм.

Водневий показник дуже важливий для вивчення і спостереження процесів, що відбуваються в живих організмах, т. К. В клітинах протікають численні хімічні реакції. У клінічній діагностиці визначають pH плазми крові, сечі, шлункового соку і ін. (Рис. 11.6). Нормальне значення pH крові - від 7,35 до 7,45. Навіть невелика зміна pH крові людини викликає серйозні захворювання, а при рН \u003d 7,1 і нижче починаються незворотні зміни, які можуть призвести до смерті.

Для більшості рослин важлива кислотність грунту, тому агрономи заздалегідь проводять аналіз ґрунтів, визначаючи їх рН (рис. 11.7). Якщо кислотність занадто велика для певної культури, грунт вапнують - додають крейду або вапно.

У харчовій промисловості при допомогою кислотно-основних індикаторів проводять контроль якості продуктів харчування (рис. 11.8). Наприклад, в нормі для молока pH \u003d 6,8. Відхилення від цього значення свідчить або про наявність сторонніх домішок, або про його скисанні.

Рис. 11.5. Вплив рівня pH води в водоймах на життєдіяльність рослин в них

Важливим є значення pH для косметичних засобів, які ми використовуємо в побуті. В середньому для шкіри людини pH \u003d 5,5. Якщо шкіра контактує із засобами, кислотність яких істотно відрізняється від цього значення, то це тягне передчасне старіння шкіри, її пошкодження або запалення. Було відмічено, що у праль, які тривалий час використовували для прання звичайне господарське мило (pH \u003d 8-10) або пральну соду (Na 2 CO 3, pH \u003d 12-13), шкіра рук ставала дуже сухий і покривалася тріщинами. Тому дуже важливо використовувати різні косметичні засоби (гелі, креми, шампуні і т. Д.) З pH, близьким до природного pH шкіри.

ЛАБОРАТОРНІ ДОСВІДИ № 1-3

Обладнання: штатив із пробірками, піпетка.

Реактиви: вода, хлоридна кислота, розчини NaCl, NaOH, столовий оцет, універсальний індикатор (розчин або індикаторний папір), харчові продукти і косметична продукція (наприклад, лимон, шампунь, зубна паста, пральний порошок, газовані напої, соки і т. Д .).

Правила безпеки:

Для дослідів використовуйте невеликі кількості реактивів;

Остерігайтеся потрапляння реактивів на шкіру, в очі; при попаданні їдкої речовини змийте його великою кількістю води.

Визначення іонів Гідрогену і гідроксид-іонів в розчинах. Встановлення приблизного значення pH води, лужних і кислих розчинів

1. У п'ять пробірок налийте по 1-2 мл: в пробірку № 1 - води, № 2 - хлоридної кислоти, № 3 - розчину натрій хлориду, № 4 - розчину натрій гідроксиду і № 5 - столового оцту.

2. У кожну пробірку додайте по 2-3 краплі розчину універсального індикатора або опустіть індикаторну папір. Визначте pH розчинів, порівнюючи колір індикатора по еталонної шкалою. Зробіть висновки про наявність в кожній пробірці катіонів Гідрогену або гідроксид-іонів. Складіть рівняння дисоціації цих сполук.

Дослідження pH харчової та косметичної продукції

Випробуйте універсальним індикатором зразки харчових продуктів і косметичної продукції. Для дослідження сухих речовин, наприклад, прального порошку, їх необхідно розчинити в невеликій кількості води (1 шпатель сухої речовини на 0,5-1 мл води). Визначте pH розчинів. Зробіть висновки про кислотності середовища в кожному з досліджених продуктів.

ключова ідея

Контрольні питання

130. Наявністю яких іонів в розчині обумовлена \u200b\u200bйого кислотність?

131. Які іони містяться в надлишку в кислотних розчинах? в лужних?

132. Який показник кількісно описує кислотність розчинів?

133. Яке значення рН та вміст іонів H + в розчинах: а) нейтральних; б) слабокислотних; в) слаболужних; г) сильнокислотних; д) сільнощелочних?

Завдання для засвоєння матеріалу

134. Водний розчин деякого речовини має лужне середовище. Яких іонів більше в цьому розчині: H + або OH -?

135. В двох пробірках знаходяться розчини нітратної кислоти і нітрату калію. Які індикатори можна використовувати для визначення, в якій пробірці міститься розчин солі?

136. В трьох пробірках знаходяться розчини барій гідроксиду, нітратної кислоти і кальцій нітрату. Як за допомогою одного реактиву розпізнати ці розчини?

137. З наведеного переліку випишіть окремо формули речовин, розчини яких мають середу: а) кислотну; б) лужну; в) нейтральну. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3, H 3 PO 4, H 2 SO 4, Ba (OH) 2, H 2 S, KNO 3.

138. Дощова вода має рН \u003d 5,6. Що це означає? Яка речовина, що міститься в повітрі, при розчиненні у воді визначає таку кислотність середовища?

139. Яке середовище (кислотна або лужна): а) в розчині шампуню (рН \u003d 5,5);

б) в крові здорової людини (рН \u003d 7,4); в) в шлунковому соку людини (рН \u003d 1,5); г) в слині (рН \u003d 7,0)?

140. В складі кам'яного вугілля, що використовується на теплоелектростанціях, містяться сполуки Нітрогену і Сульфуру. Викид в атмосферу продуктів спалювання вугілля призводить до утворення так званих кислотних дощів, що містять невеликі кількості нітратної або сульфітної кислот. Які значення рН характерні для такої дощової води: більше 7 або менше 7?

141. Чи залежить рН розчину сильної кислоти від її концентрації? Відповідь обґрунтуйте.

142. До розчину, що містить 1 моль калій гідроксиду, прилив розчин фенолфталеїну. Чи зміниться забарвлення цього розчину, якщо до нього додати хлоридну кислоту кількістю речовини: а) 0,5 моль; б) 1 моль;

в) 1,5 моль?

143. В трьох пробірках без написів знаходяться безбарвні розчини натрій сульфату, натрій гідроксиду і сульфатної кислоти. Для всіх розчинів виміряли значення рН: в першій пробірці - 2,3, у другій - 12,6, в третій - 6,9. В якій пробірці міститься яку речовину?

144. Учень купив в аптеці дистильовану воду. рН-метр показав, що значення рН цієї води одно 6,0. Потім учень прокип'ятив цю воду протягом тривалого часу, заповнив контейнер до верху гарячою водою і закрив кришкою. Коли вода охолола до кімнатної температури, рН-метр визначив значення 7,0. Після цього учень трубочкою пропускав повітря через воду, і рН-метр знову показав 6,0. Як можна пояснити результати цих вимірювань рН?

145. Як ви вважаєте, чому в двох пляшках оцту від одного виробника можуть міститися розчини з кілька різними значеннями рН?

Це матеріал підручника

Вода є слабким електролітом; вона слабо дисоціює за рівнянням

При 25 ° С в 1 л води розпадається на іони 10-7 моль H2O. Концентрація іонів H + і OH- (в моль / л) буде дорівнює

Чиста вода має нейтральну реакцію. При додаванні в неї кислоти концентрація іонів H + збільшується, тобто \u003e 10-7 моль / л; концентрація іонів OH- зменшується, тобто менше 10-7 моль / л. При додаванні лугу концентрація іонів OH- збільшується:\u003e 10-7 моль / л, отже, менше 10-7 моль / л.

На практиці для вираження кислотності або лужності розчину замість концентрації використовують її негативний десятковий логарифм, який називають водневим показником pH:

У нейтральній воді pH \u003d 7. Значення pH і відповідні їм концентрації іонів H + і OH- наведені в табл. 4.

буферні розчини

Багато аналітичні реакції проводять при строго визначеному значенні pH, яке повинно зберегтися протягом усього часу проведення реакції. В ході деяких реакцій pH може змінюватися в результаті зв'язування або вивільнення іонів H +. Для збереження постійного значення pH застосовують буферні розчини.

Буферні розчини являють собою найчастіше суміші слабких кислот з солями цих кислот або суміші слабких основ з солями цих же підстав. Якщо, наприклад, в ацетатний буферний розчин, що складається з оцтової кислоти CH3COOH і ацетату натрію CH3COONa додати кілька такої сильної кислоти, як HCl, вона буде реагувати з ацетат-іонами з утворенням малодиссоциирующие CH3COOH:

Таким чином, додані в розчин іони H + не залишаться вільними, а будуть пов'язані іонами CH3COO-, і тому pH розчину майже не зміниться. При додаванні розчину лугу до ацетатному буферного розчину іони OH- будуть пов'язані недіссоціірованнимі молекулами оцтової кислоти CH3COOH:

Отже, pH розчину і в цьому випадку також майже не зміниться.

Буферні розчини зберігають свою буферну дію до певної межі, тобто вони мають певну буферною ємністю. Якщо іонів H + або OH- виявилося в розчині більше, ніж дозволяє буферна ємність розчину, то pH буде змінюватися в значній мірі, як і в небуферном розчині.

Зазвичай в методиках аналізу вказується, яким саме буферним розчином слід користуватися при виконанні даного аналізу і як його слід приготувати. Буферні суміші з точним значенням pH випускають у вигляді в ампулах для приготування 500 мл розчину.

pH \u003d 1,00.   Склад: 0,084 г глікоколу (аминоуксусной кислоти NH2CH2COOH), 0,066 г хлориду натрію NaCl і 2,228 г соляної кислоти HCl.

pH \u003d 2,00.   Склад: 3,215 г лимонної кислоти C6H8O7-H2O, 1,224 г гідроксиду натрію NaOH і 1,265 г соляної кислоти HCl.

pH \u003d 3,00.   Склад: 4,235 г лимонної кислоти C6H8O7-H2O, 1,612 г гідроксиду натрію NaOH і 1,088 г соляної кислоти HCl.

pH \u003d 4,00.   Склад: 5,884 г лимонної кислоти C6H8O7-H2O, 2,240 г гідроксиду натрію NaOH і 0,802 г соляної кислоти HCl.

pH \u003d 5,00.   Склад: 10,128 г лимонної кислоти C6H8O7-H2O і 3920 г гідроксиду натрію NaOH.

pH \u003d 6,00.   Склад: 6,263 г лимонної кислоти C6H8O7-H2O та 3,160 г гідроксиду натрію NaOH.

pH \u003d 7,00.   Склад: 1,761 г дигідрофосфату калію KH2PO4 і 3,6325 г гидрофосфата натрію Na2HPO4-2H2O.

pH \u003d 8,00.   Склад: 3,464 г борної кислоти H3BO3, 1,117 г гідроксиду натрію NaOH і 0,805 г соляної кислоти HCl.

pH \u003d 9,00.   Склад: 1,546 г борної кислоти H3BO3, 1,864 г хлориду калію, KCl і 0,426 г гідроксиду натрію NaOH.

pH \u003d 10,00.   Склад: 1,546 г борної кислоти H3BO3, 1,864 г хлориду калію KCl і 0,878 г гідроксиду натрію NaOH.

pH \u003d 11,00.   Склад: 2,225 г гидрофосфата натрію Na2HPO4-2H2O і 0,068 г гідроксиду натрію NaOH.

pH \u003d 12,00.   Склад: 2,225 г гидрофосфата натрію Na2HPO4-2H2O і 0,446 г гідроксиду натрію NaOH.

pH \u003d 13,00.   Склад: 1,864 г хлориду калію KCl і 0,942 г гідроксиду натрію NaOH.

Відхилення від номінального значення pH досягають ± 0,02 для розчинів при pH від 1 до 10 і ± 0,05 при pH від 11 до 13. Така точність цілком достатня для практичних робіт.

Для настройки pH-метрів застосовують стандартні буферні розчини з точними значеннями pH.

1. Ацетатний буферний розчин з pH \u003d 4,62:   6,005 г оцтової кислоти CH3COOH і 8,204 г ацетату натрію CH3COONa в 1 л розчину.

2. Фосфатне буферний розчин з pH \u003d 6,88:   4,450 г гидрофосфата натрію Na2HPO4-2H2O і 3,400 г дигідрофосфату калію KH2PO4 в 1 л розчину.

3. боратного буферний розчин з pH \u003d 9,22:   3,81 г тетрабората натрію Na2B4O7-10H2O в 1 л розчину.

4. Фосфатне буферний розчин з pH \u003d 11,00:   4,450 г гидрофосфата натрію Na2HPO4-2H2O і 0,136 г гідроксиду натрію NaOH в 1 л розчину.

Для приготування буферних розчинів для агрохімічного і біохімічного аналізу зі значеннями pH від 1,1 до 12,9 з інтервалом в 0,1 застосовують 7 основних вихідних розчинів.

Розчин 1.   Розчиняють 11,866 г гидрофосфата натрію Na2HPO4-2H2O в воді і розбавляють в мірній колбі водою до 1 л (концентрація розчину 1/15 М).

Розчин 2.   Розчиняють 9,073 дигидрофосфата калію KH2PO4 в 1 л води в мірній колбі (концентрація 1/15 М).

Розчин 3.   Розчиняють 7,507 г глікоколу (аминоуксусной кислоти) NH2CH2COOH і 5,84 г хлориду натрію NaCl в 1 л води в мірній колбі. З цього розчину шляхом змішування з 0,1 н. розчином HCl готують буферні розчини з pH від 1,1 до 3,5; змішуванням з 0,1 н. розчином NaOH готують розчини з pH від 8,6 до 12,9.

Розчин 4.   Розчиняють 21,014 г лимонної кислоти C6H8O7-H2O в воді, додають до розчину 200 мл 1 н. розчину NaOH і розбавляють до 1 л водою в мірній колбі. Змішуванням цього розчину з 0,1 н. розчином HCl готують буферні розчини з pH від 1,1 до 4,9; змішуванням з 0,1 н. розчином NaOH готують буферні розчини з pH від 5,0 до 6,6.

Розчин 5.   Розчиняють 12,367 г борної кислоти H3BO3 в воді, додають 100 мл 1 н. розчину NaOH і розбавляють водою до 1 л в мірній колбі. Змішуванням цього розчину з 0,1 н. розчином HCl готують буферні розчини з pH від 7,8 до 8,9; змішуванням з 0,1 н. розчином NaOH готують буферні розчини з рН від 9,3 до 11,0.

Розчин 6.   Готують точно 0,1 н. розчин HCl;

Розчин 7.   Готують точно 0,1 н. розчин NaOH; дистильовану воду для приготування розчину кип'ятять 2 год для видалення CO2. Розчин при зберіганні захищають від попадання CO2 з повітря хлоркальціевой трубкою.

У деяких розчинах при зберіганні утворюється наліт цвілі, для запобігання цьому до розчину додають декілька крапель тимолу в якості консервирующего кошти. Для приготування буферного розчину необхідного pH змішують зазначені розчини в певному співвідношенні (табл. 5). Обсяг вимірюють за допомогою бюретки місткістю 100,0 мл. Всі значення pH буферних розчинів в таблиці наведені до температури 20 ° С.

Для приготування вихідних розчинів використовують реактиви кваліфікації хч. Гідрофосфат натрію Na2HPO4-2H2O попередньо двічі перекрісталлізовивают. При другій перекристалізації температура розчину не повинна перевищувати 90 ° С. Отриманий препарат злегка зволожують і висушують в термостаті при 36 ° С протягом двох діб. Дигідрофосфат калію KH2PO4 також двічі перекрісталлізовивают і висушують при 110-120 ° С. Хлорид натрію NaCl двічі перекрісталлізовивают і сушать при 120 ° С. Лимонну кислоту C6H8O7-H2O двічі перекрісталлізовивают. При другій перекристалізації температура розчину не повинна бути вище 60 ° С. Борну кислоту H3BO3 двічі перекрісталлізовивают з киплячої води і висушують при температурі не вище 80 ° С.

На значення pH впливає температура буферного розчину. У табл. 6 наведені відхилення pH в залежності від температури стандартних буферних розчинів.

Для створення заданого pH в уже згадуваному розчині при комплексометріческого титрування застосовують буферні розчини наступного складу.

pH \u003d 1.   Соляна кислота, 0,1 н. розчин.

pH \u003d 2.   Суміш глікоколу NH2-CH2-COOH і його солянокислой солі NH2-CH2-COOH-HCl. Твердий глікокол (0,2-0,3 г) додають до 100 мл солянокислого розчину солі.

pH \u003d 4-6,5.   Ацетатна суміш 1 н. розчину ацетату натрію і 1 н. розчину оцтової кислоти. Розчини змішують перед застосуванням в рівних обсягах.

pH \u003d 5.   Суміш розчину 27,22 г кристалічного ацетату натрію і 60 мл 1 н. розчину HCl розбавляють до 1 л водою.

pH \u003d 5,5.   Ацетатна суміш. Розчиняють 540 г ацетату натрію в воді і розбавляють до 1 л. До отриманого розчину додають 500 мл 1 н. розчину оцтової кислоти.

pH \u003d 6,5-8.   Триетаноламін і його солянокислий сіль. Змішують 1 М розчин ТЕА N (C2H4OH) 3 і 1 М розчин HCl в рівних обсягах перед застосуванням.

pH \u003d 8,5-9,0.   Аміачно-ацетатна суміш. До 500 мл концентрованого аміаку додають 300 мл крижаної оцтової кислоти і розбавляють водою до 1 л.

pH \u003d 9.   Боратного суміш. Змішують 100 мл 0,3 М розчину борної кислоти з 45 мл 0,5 н. розчину їдкого натру.

pH \u003d 8-11.   Аміак - хлорид амонію. Змішують 1 н. розчин NH4OH і 1 н. розчин NH4Cl в рівних обсягах перед застосуванням.

pH \u003d 10.   До 570 мл концентрованого розчину аміаку додають 70 г хлориду амонію і розбавляють водою до 1 л.

рН \u003d 11-13.   Їдкий натр, 0,1 н. розчин.

При комплексометріческого визначенні загальної жорсткості води застосовують буферні таблетки сіро-бурого кольору, приготовані спільно з індикатором (еріохром чорний Т). До проби води (100 мл) досить додати кілька крапель розчину сульфіду натрію (для маскування важких металів), дві буферні таблетки і 1 мл концентрованого аміаку. Після розчинення таблеток розчин забарвлюється в червоний колір; його оттітровивают 0,02 М розчином ЕДТА до стійкого зеленого фарбування. 1 мл 0,02 М розчину ЕДТА відповідає 0,02 екв / л жорсткості води. Випускаються в НДР.

Вимірювання pH

Для визначення pH розчинів застосовують спеціальні реактиви - індикатори, а також прилади - pH-метри (електрометричне визначення pH).

Індикаторне визначення pH.   Найчастіше в аналітичній практиці pH розчинів визначають наближено за допомогою реактивної індикаторного паперу (в інтервалі 0,5-2,0 одиниці pH). За допомогою індикаторної універсальної паперу можна визначити pH точніше (в інтервалі 0,2-0,3 одиниці pH). У табл. 7 і 8 наведено дані про реактивних і універсальних індикаторних паперах.

Перехід забарвлення універсального індикаторного паперу наведено в табл. 8 і 9. Отримані проміжні кольори зіставляють з доданою шкалою порівняння і по ній знаходять значення pH випробуваного розчину. Індикаторні папери можна використовувати для визначення pH водних розчинів з невисокою концентрацією солей і під час відсутності сильних окислювачів. Визначивши pH за допомогою універсального індикаторного паперу з інтервалом pH \u003d 1,0-11,0 або 0-12, уточнюють отриманий результат за допомогою паперу «Рифа» з більш вузьким інтервалом pH.

Електрометричне вимір pH.   Цей метод зручний для вимірювання pH кольорових розчинів, в яких практично неможливо. Для вимірювань використовують прилади - pH-метри зі скляним електродом, яким зазвичай заміняють водневий електрод. Дуже рідко для цієї мети застосовують сурм'яний або хінгідронний електрод.

Скляні електроди застосовують для визначення pH розчинів, що містять важкі метали, окислювачі та відновники, а також колоїдних розчинів і емульсій. Визначення pH зі скляним електродом засноване на зміні е.р.с. елемента, оборотного щодо іонів водню.

Потенціал поверхні скла, що стикається з розчином кислоти, залежить від pH розчину. Це властивість скла використано в скляних електродах - індикаторах pH. Скляний електрод зазвичай має форму пробірки, донна частина якої виконана у вигляді тонкостінної скляної пластинки або у вигляді кульки з товщиною стінок не більше 0,01 мм. У скляний електрод наливають буферний розчин з відомим pH і поміщають в досліджуваний розчин.

Як електрод порівняння використовують каломельний електрод. Цей електрод являє собою посудину, на дні якого знаходиться ртуть, поєднана з ланцюгом платинової дротом. Над ртуттю знаходиться каломельно паста з кристалами KCl, зверху насичені розчини KCl і каломелі (Hg2Cl2). Контакт електрода з досліджуваним розчином відбувається через тонке азбестове волокно. Каломельний електрод порівняння можна застосовувати для вимірювань pH при температурі не вище 60 ° С; не можна вимірювати pH розчинів, що містять фториди.

Прилад pH-метр перевіряють і настроюють завжди по тому буферного розчину, pH якого близький до pH досліджуваного розчину. Наприклад, для вимірювання pH в області від 2 до 6 готують буферний розчин по Зеренсену з pH \u003d 3 або 4 або застосовують стандартний буферний розчин з pH \u003d 4,62.

У лабораторній практиці для вимірювання pH застосовують pH-метр ЛПУ-01, який призначений для визначення pH розчинів в межах від -2 до 14 з діапазоном через 4 одиниці pH: -2-2; 2-4; 6-10; 10-14. Чутливість приладу - 0,01 pH. Використовують також pH-метр лабораторний спеціальний ЛПС-02; pH-метр типу ПЛ-У1 і переносний pH-метр-мілівольтметр ППМ-03М1.

Промисловим перетворювачем підвищеної точності є pH-метр типу pH-261, який призначається для вимірювань pH розчинів і пульп. У польових умовах для вимірювань pH водних розчинів застосовують pH-метр pH-47м; для вимірювань pH сольових ґрунтових витяжок - pH-метр ПЛП-64; для молока і молочних продуктів застосовують pH-метр pH-222-2. Робота на pH-метрах здійснюється згідно з інструкцією, що додається до кожного приладу.

Водневий показник - рН - це міра активності (в разі розбавлених розчинів відображає концентрацію) іонів водню в розчині, кількісно виражає його кислотність, обчислюється як негативний (узятий з оберненим знаком) десятковий логарифм активності водневих іонів, вираженої в молях на літр.

pН \u003d - lg

Це поняття було введено в 1909 році датським хіміком Сёренсеном. Показник називається pH, за першими літерами латинських слів potentia hydrogeni - сила водню, або pondus hydrogenii - вага водню.

Кілька менше поширення отримала зворотна pH величина - показник основності розчину, pOH, рівна негативному десятковому логарифму концентрації в розчині іонів OH:

рОН \u003d - lg

У чистій воді при 25 ° C концентрації іонів водню () і гідроксид-іонів () однакові і складають 10 -7 моль / л, це безпосередньо випливає з константи автопротоліза води До w, яку інакше називають іонним твором води:

До w \u003d · \u003d 10 -14 [моль 2 / л 2] (при 25 ° C)

рН + рОН \u003d 14

Коли концентрації обох видів іонів в розчині однакові, кажуть, що розчин має нейтральну реакцію. При додаванні до води кислоти концентрація іонів водню збільшується, а концентрація гідроксид-іонів відповідно зменшується, при додаванні підстави - навпаки, підвищується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню падає. Коли\u003e говорять, що розчин є кислим, а при\u003e - лужним.

визначення рН

Для визначення значення pH розчинів широко використовують кілька способів.

1) Водневий показник можна приблизно оцінювати за допомогою індикаторів, точно вимірювати pH-метром або визначати аналітично шляхом, проведенням кислотно-основного титрування.

Для грубої оцінки концентрації водневих іонів широко використовуються кислотно-основні індикатори - органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. До найбільш відомих індикаторів належать лакмус, фенолфталеїн, метиловий оранжевий (метилоранж) та інші. Індикатори здатні існувати в двох по-різному забарвлених формах - або в кислотній, або в основний. Зміна кольору кожного індикатора відбувається в своєму інтервалі кислотності, зазвичай становить 1-2 одиниці (див. Таблиця 1, заняття 2).

Для розширення робочого інтервалу вимірювання pH використовують так званий універсальний індикатор, який представляє собою суміш з декількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір з червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислою області в лужну. Визначення pH індикаторним методом утруднено для митних або забарвлених розчинів.

2) Аналітичний об'ємний метод - ацидиметрія - також дає точні результати визначення загальної кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) по краплях додається до досліджуваного розчину. При їх змішуванні протікає хімічна реакції. Точка еквівалентності - момент, коли титранту точно вистачає, щоб повністю завершити реакцію, - фіксується за допомогою індикатора. Далі, знаючи концентрацію і об'єм доданого розчину титранту, обчислюється загальна кислотність розчину.

Кислотність середовища має важливе значення для безлічі хімічних процесів, і можливість протікання або результат тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища. Для підтримки певного значення pH в реакційній системі при проведенні лабораторних досліджень або на виробництві застосовують буферні розчини, які дозволяють зберігати практично постійне значення pH при розведенні або при додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або лугу.

Водневий показник pH широко використовується для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ (Табл. 2).

Кислотність реакційного середовища особливе значення має для біохімічних реакцій, що протікають в живих системах. Концентрація в розчині іонів водню часто впливає на фізико-хімічні властивості і біологічну активність білків і нуклеїнових кислот, тому для нормального функціонування організму підтримання кислотно-основного гомеостазу є завданням виняткової важливості. Динамічне підтримка оптимального pH біологічних рідин досягається завдяки дії буферних систем.

3) Використання спеціального приладу - pH-метра - дозволяє вимірювати pH в більш широкому діапазоні і більш точно (до 0,01 одиниці pH), ніж за допомогою індикаторів, відрізняється зручністю і високою точністю, дозволяє вимірювати pH непрозорих і кольорових розчинів і тому широко використовується.

За допомогою рН-метра вимірюють концентрацію іонів водню (pH) в розчинах, питній воді, харчової продукції та сировині, об'єктах навколишнього середовища і виробничих систем безперервного контролю технологічних процесів, в т. Ч. В агресивних середовищах.

рН-метр незамінний для апаратного моніторингу pH розчинів поділу урану і плутонію, коли вимоги до коректності показань апаратури без її калібрування надзвичайно високі.

Прилад може використовуватися в лабораторіях стаціонарних і пересувних, в тому числі польових, а також клініко-діагностичних, судово-медичних, науково-дослідних, виробничих, в тому числі м'ясо-молочної та хлібопекарської промисловості.

Останнім часом pH-метри також широко використовуються в акваріумних господарствах, контролю якості води в побутових умовах, землеробства (особливо в гідропоніці), а також - для контролю діагностики стану здоров'я.

Таблиця 2. Значення рН для деяких біологічних систем та інших розчинів

Система (розчин)
Дванадцятипала кишка
Шлунковий сік
кров людини
М'язова тканина
панкреатичний сік
протоплазма клітин
Тонка кишка
Морська вода
Білок курячого яйця
Апельсиновий сік
Томатний сік

Вода - дуже слабкий електроліт, в незначній мірі дисоціює, утворюючи іони водню (H +) і гідроксид-іони (OH -),

Цьому процесу відповідає константа дисоціації:

.

Оскільки ступінь дисоціації води дуже мала, то рівноважна концентрація недіссоціірованних молекул води з достатньою точністю дорівнює загальній концентрації води, т. Е. 1000/18 \u003d 5,5 моль / дм 3.
  У розбавлених водних розчинах концентрація води мало змінюється і її можна вважати сталою величиною. Тоді вираз константи дисоціації води перетворюється в такий спосіб:

.

Константа, що дорівнює добутку концентрації іонів H + і OH -, являє собою постійну величину і називається іонним твором води. У чистій воді при 25 ºС концентрації іонів водню і гідроксид-іонів рівні і складають

Розчини, в яких концентрації іонів водню і гідроксид-іонів однакові, називаються нейтральними розчинами.

Так, при 25 ºС

  - нейтральний розчин;

  \u003e - кислий розчин;

< – щелочной раствор.

Замість концентрацій іонів H + і OH - зручніше користуватися їх десятковими логарифмами, взятими зі зворотним знаком; позначаються символами pH і pOH:

;

.

Десятковий логарифм концентрації іонів водню, узятий з оберненим знаком, називається водневим показником(PH) .

Іони води в деяких випадках можуть взаємодіяти з іонами розчиненої речовини, що призводить до істотної зміни складу розчину і його pH.

Таблиця 2

Формули розрахунку водневого показника (рН)

* Значення констант дисоціації ( K) Вказані в додатку 3.

p K   \u003d - lg K;

HAn - кислота; KtOH - підстава; KtAn - сіль.

При обчисленнях pH водних розчинів необхідно:

1. Визначити природу речовин, що входять до складу розчинів, і підібрати формулу для розрахунку pH (таблиця 2).

2. Якщо в розчині присутній слабка кислота або підстава, знайти за довідником або в додатку 3 p K   цього з'єднання.

3. Визначити склад і концентрацію розчину ( З).

4. Підставити чисельні значення молярної концентрації ( З) І р K
  в розрахункову формулу і обчислити рН розчину.

У таблиці 2 наведені формули розрахунку pH в розчинах сильних і слабких кислот і підстав, буферних розчинах і розчинах солей, що піддаються гідролізу.

Якщо в розчині присутній тільки сильна кислота (HАn), яка є сильним електролітом і практично повністю дисоціює на іони   , То водневий показник (pH) буде залежати від концентрації іонів водню (H +) в даній кислоті і визначатися за формулою (1).

Якщо в розчині присутній тільки серйозна причина, яка є сильним електролітом і практично повністю дисоціює на іони, то водневий показник (pH) буде залежати від концентрації гідроксид-іонів (OH -) в розчині і визначатися за формулою (2).

Якщо в розчині присутній тільки слабка кислота або тільки слабка основа, то pH таких розчинів визначається за формулами (3), (4).

Якщо в розчині присутній суміш сильної і слабкої кислот, то іонізація слабкої кислоти практично пригнічена сильною кислотою, тому при розрахунку рН в таких розчинах нехтують присутністю слабких кислот і використовують формулу розрахунку, яка застосовується для сильних кислот, (1). Такі ж міркування вірні і для випадку, коли в розчині присутній суміш сильної і слабкої підстав. обчислення рН ведуть за формулою (2).

Якщо в розчині присутній суміш сильних кислот або сильних основ, то обчислення рН ведуть за формулами розрахунку рН для сильних кислот (1) або підстав (2), попередньо підрахувавши концентрації компонентів.

Якщо ж розчин містить сильну кислоту і її сіль або серйозна причина і його сіль, то рН залежить тільки від концентрації сильної кислоти або сильної основи і визначається за формулами (1) або (2).

Якщо в розчині присутній слабка кислота і її сіль (наприклад, CH 3 COOH і CH 3 COONa; HCN і KCN) або слабка основа і його сіль (наприклад, NH 4 OH і NH 4 Cl), то ця суміш являє собою буферний розчин   і рН визначається за формулами (5), (6).

Якщо в розчині присутній сіль, утворена сильною кислотою і слабкою основою (гідролізується по катіону) або слабкою кислотою і сильною основою (гідролізується за аніоном), слабкою кислотою і слабкою основою (гідролізується по катіону і аніону), то ці солі, піддаючись гідролізу, змінюють величину рН, а розрахунок ведеться за формулами (7), (8), (9).

Приклад 1.   Обчисліть pH водного розчину солі NH 4 Br з концентрацією.

Рішення.   1. У водному розчині сіль, утворена слабкою основою і сильною кислотою, гідролізується по катіону відповідно до рівнянь:

У водному розчині в надлишку залишаються іони водню (Н +).

2. Для обчислення pH скористаємося формулою розрахунку водневого показника для солі, яка піддається гідролізу по катіону:

.

Константа дисоціації слабкої основи
  (р K = 4,74).

3. Підставимо чисельні значення в формулу і обчислимо водневий показник:

.

Приклад 2.   Обчисліть pH водного розчину, що складається з суміші гідроксиду натрію,   моль / дм 3 і гідроксиду калію,   моль / дм 3.

Рішення.1. Гідроксид натрію (NaOH) і гідроксид калію (KOH) відносяться до сильних підстав, які практично повністю дисоціюють у водних розчинах на катіони металу і гідроксид-іони:

2. Водневий показник буде визначатися сумою гідроксид-іонів. Для цього підсумовуємо концентрації лугів:

3. Обчислену концентрацію підставимо в формулу (2) для обчислення pH сильних основ:

Приклад 3.   Розрахуйте pH буферного розчину, що складається з 0,10 М розчину мурашиної кислоти і 0,10 М розчину форміату натрію, розведеного в 10 разів.

Рішення.1. Мурашина кислота HCOOH - слабка кислота, у водному розчині лише частково дисоціює на іони, в додатку 3 знаходимо мурашиної кислоти :

2. Форміат натрію HCOONa - сіль, утворена слабкою кислотою і сильною основою; гідролізується за аніоном, в розчині з'являється надлишок гідроксид-іонів:

3. Для обчислення pH скористаємося формулою для обчислення водневих показників буферних розчинів, утворених слабкою кислотою і її сіллю, за формулою (5)

Підставимо чисельні значення в формулу і отримаємо

4. Водневий показник буферних розчинів при розведенні не змінюється. Якщо розчин розбавити в 10 разів, його рН збережеться рівним 3,76.

Приклад 4.   Обчисліть водневий показник розчину оцтової кислоти концентрації 0,01 М, ступінь дисоціації якої дорівнює 4,2%.

Рішення.   Оцтова кислота відноситься до слабких електролітів.

У розчині слабкої кислоти концентрація іонів менше концентрації самої кислоти і визначається як a∙C.

Для обчислення рН скористаємося формулою (3):

Приклад 5.   До 80 см 3 0,1 н розчину СН3СООН додали 20 см 3 0,2
  н розчину CH 3 COONa. Розрахуйте рН отриманого розчину, якщо K(СН 3 СООН) \u003d 1,75 ∙ 10 -5.

Рішення.1. Якщо в розчині знаходяться слабка кислота (СН 3 СООН) і її сіль (CH 3 COONa), то це буферний розчин. Розраховуємо рН буферного розчину даного складу за формулою (5):

2. Обсяг розчину, отриманого після зливання вихідних розчинів, дорівнює 80 + 20 \u003d 100 см 3, звідси концентрації кислоти і солі дорівнюватимуть:

3. Отримані значення концентрацій кислоти і солі підставимо
  в формулу

.

Приклад 6.   До 200 см 3 0,1 н розчину соляної кислоти додали 200 см 3 0,2 н розчину гідроксиду калію, визначити рН отриманого розчину.

Рішення.1. Між соляною кислотою (HCl) і гідроксидом калію (KOH) протікає реакція нейтралізації, в результаті якої утворюється хлорид калію (KCl) і вода:

HCl + KOH → KCl + H 2 O.

2. Визначимо концентрацію кислоти і підстави:

За реакцією HCl і KOH реагують як 1: 1, тому в такому розчині в надлишку залишається KOH з концентрацією 0,10 - 0,05 \u003d 0,05 моль / дм 3. Так як сіль KCl гідролізу не береться і не змінює рН води, то на величину рН вплине знаходиться в надлишку в цьому розчині гідроксид калію. KOH є сильним електролітом, для розрахунку рН використовуємо формулу (2):

135. Скільки грамів гідроксиду калію міститься в 10 дм 3 розчину, водневий показник якого дорівнює 11?

136. Водневий показник (рН) одного розчину дорівнює 2, а іншого - 6. В 1 дм 3 якого розчину концентрація іонів водню більше і у скільки разів?

137. Вкажіть реакцію середовища і знайдіть концентрацію і іонів в розчинах, для яких рН дорівнює: а) 1,6; б) 10,5.

138. Обчисліть рН розчинів, в яких концентрація дорівнює (моль / дм 3): а) 2,0 ∙ 10 -7; б) 8,1 ∙ 10 -3; в) 2,7 ∙ 10 -10.

139. Обчисліть рН розчинів, в яких концентрація іонів дорівнює (моль / дм 3): a) 4,6 ∙ 10 -4; б) 8,1 ∙ 10 -6; в) 9,3 ∙ 10 -9.

140. Обчисліть молярну концентрацію одноосновної кислоти (НАn) в розчині, якщо: а) рН \u003d 4, α \u003d 0,01; б) рН \u003d 3, α \u003d 1%; в) pH \u003d 6,
  α \u003d 0,001.

141. Обчисліть рН 0,01 н розчину оцтової кислоти, в якому ступінь дисоціації кислоти дорівнює 0,042.

142. Обчисліть рН наступних розчинів слабких електролітів:
  а) 0,02 М NH 4 OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,05 н HCOOH; г) 0,01 М CH 3 COOH.

143. Чому дорівнює концентрація розчину оцтової кислоти, рН якої дорівнює 5,2?

144. Визначте молярну концентрацію розчину мурашиної кислоти (HCOOH), рН якого 3,2 ( K НСООН \u003d 1,76 ∙ 10 -4).

145. Знайдіть ступінь дисоціації (%) і 0,1 М розчину СН3СООН, якщо константа дисоціації оцтової кислоти дорівнює 1,75 ∙ 10 -5.

146. Обчисліть і рН 0,01 М і 0,05 н розчинів H 2 SO 4.

147. Обчисліть і рН розчину H 2 SO 4 з масовою часткою кислоти 0,5% ( ρ   \u003d 1,00 г / см 3).

148. Обчисліть pH розчину гідроксиду калію, якщо в 2 дм 3 розчину міститься 1,12 г KОН.

149. Обчисліть і pH 0,5 М розчину гідроксиду амонію. \u003d 1,76 ∙ 10 -5.

150. Обчисліть рН розчину, отриманого при змішуванні 500 см 3 0,02 М CH 3 COOH з рівним об'ємом 0,2 М CH 3 COOK.

151. Визначте pH буферної суміші, яка містить рівні об'єми розчинів NH 4 OH і NH 4 Cl з масовими частками 5,0%.

152. Обчисліть, в якому співвідношенні треба змішати ацетат натрію і оцтову кислоту, щоб отримати буферний розчин з pH \u003d 5.

153. В якому водному розчині ступінь дисоціації найбільша: а) 0,1 М СН3СООН; б) 0,1 М НСООН; в) 0,1 М HCN?

154. Виведіть формулу для розрахунку рН: а) ацетатної буферної суміші; б) аміачної буферної суміші.

155. Обчисліть молярну концентрацію розчину HCOOH, що має pH \u003d 3.

156. Як зміниться рН, якщо вдвічі розбавити водою: а) 0,2 М розчин HCl; б) 0,2 М розчин СН3СООН; в) розчин, що містить 0,1 М СН3СООН і 0,1 М СН 3 СООNa?

157 *. 0,1 н розчин оцтової кислоти нейтралізували 0,1 н розчином гідроксиду натрію на 30% своєї початкової концентрації. Визначте рН отриманого розчину.

158 *. До 300 см 3 0,2 М розчину мурашиної кислоти ( K   \u003d 1,8 ∙ 10 -4) додали 50 см 3 0,4 М розчину NaOH. Виміряли рН і потім розчин розбавили в 10 разів. Розрахуйте рН розведеного розчину.

159 *. До 500 см 3 0,2 М розчину оцтової кислоти ( K   \u003d 1,8 ∙ 10 -5) додали 100 см 3 0,4 М розчину NaOH. Виміряли рН і потім розчин розбавили в 10 разів. Розрахуйте рН розведеного розчину, напишіть рівняння хімічної реакції.

160 *. Для підтримки необхідного значення рН хімік приготував розчин: до 200 см 3 0,4 М розчину мурашиної кислоти додав 10 см 3 0,2% розчину KОН ( p   \u003d 1 г / см 3) і отриманий обсяг розбавив в 10 разів. З яким значенням рН отримано розчин? ( K   HCOOH \u003d 1,8 ∙ 10 -4).