Головна » Краса » Що значить кислотність води 1 моль л. PH-метр. Рівняння, що зв'язують pH і pOH

Що значить кислотність води 1 моль л. PH-метр. Рівняння, що зв'язують pH і pOH

Водневий показник (РН).Одне з найважливіших властивостей водних розчинів - їх кислотність (або лужність), яка визначається концентрацією іонів Н + і ОН - ( см. Електролітичноїдисоціації. Електролітів). Концентрації цих іонів у водних розчинах пов'язані простою залежністю \u003d До w; (Квадратними дужками прийнято позначати концентрацію в одиницях моль / л). Величина Kw називається іонним добутком води і при даній температурі постійна. Так, при 0 о С вона дорівнює 0,11Ч 10 -14, при 20 о С - 0,69Ч 10 -14, а при 100 ° С - 55,0Ч 10 -14. Найчастіше користуються значенням K w при 25 о С, що дорівнює 1,00Ч 10 -14. В абсолютно чистій воді, яка не містить навіть розчинених газів, концентрації іонів Н + і ОН - рівні (розчин нейтральний). В інших випадках ці концентрації не збігаються: в кислих розчинах переважають іони Н +, в лужних - іони ОН -. Але їх твір в будь-яких водних розчинах постійно. Тому якщо збільшити концентрацію одного з цих іонів, то концентрація іншого іона зменшиться в стільки ж разів. Так, в слабкому розчині кислоти, в якому \u003d 10 -5 моль / л, \u003d 10 -9 моль / л, а їх добуток як і раніше дорівнює 10 -14. Аналогічно в лужному розчині при \u003d 3,7Ч 10 -3 моль / л \u003d 10 -14 / 3,7Ч 10 -3 \u003d 2,7Ч 10 -11 моль / л.

Зі сказаного випливає, що можна однозначно виразити кислотність розчину, вказавши концентрацію в ньому тільки іонів водню. Наприклад, в чистій воді \u003d 10 -7 моль / л. На практиці оперувати такими числами незручно. Крім того, концентрації іонів Н + в розчинах можуть відрізнятися в сотні трильйонів раз - приблизно від 10 -15 моль / л (міцні розчини лугів) до 10 моль / л (концентрована соляна кислота), що неможливо зобразити ні на якому графіку. Тому давно домовилися для концентрації іонів водню в розчині вказувати тільки показник ступеня 10, узятий з оберненим знаком; для цього концентрацію слід висловити у вигляді ступеня 10х, без множника, наприклад, 3,7Ч 10 -3 \u003d 10 -2,43. (При більш точних розрахунках, особливо в концентрованих розчинах, замість концентрації іонів використовують їх активності.) Цей показник ступеня отримав назву водневого показника, а скорочено рН - від позначення водню і німецького слова Potenz - математична ступінь. Таким чином, за визначенням, рН \u003d -lg [Н +]; ця величина може змінюватися в невеликих межах - всього від -1 до 15 (а частіше - від 0 до 14). При цьому зміни концентрації іонів Н + в 10 разів відповідає зміна рН на одну одиницю. Позначення рН ввів в науковий обіг в 1909 датський физикохимик і біохімік С.П.Л.Сёренсен, який займався в той час вивченням процесів, що відбуваються при зброджуванні пивного солоду, і їх залежністю від кислотності середовища.

При кімнатній температурі в нейтральних розчинах рН \u003d 7, в кислих розчинах рН< 7, а в щелочных рН > 7. Приблизно значення рН водного розчину можна визначити за допомогою індикаторів. Наприклад, метиловий оранжевий при рН< 3,1 имеет красный цвет, а при рН > 4,4 - жовтий; лакмус при рН< 6,1 красный, а при рН > 8 - синій і т.д. Більш точно (до сотих часток) значення рН можна визначити за допомогою спеціальних приладів - рН-метрів. Такі прилади вимірюють електричний потенціал спеціального електроду, зануреного в розчин; цей потенціал залежить від концентрації іонів водню в розчині, і його можна виміряти з високою точністю.

Цікаво порівняти значення рН розчинів різних кислот, основ, солей (при концентрації 0,1 моль / л), а також деяких сумішей і природних об'єктів. Для малорозчинних сполук, відзначених зірочкою, наведені рН насичених розчинів.

Таблиця 1. Водневі показники для розчинів
розчин	РН
HCl	1,0
H 2 SO 4	1,2
H 2 C 2 O 4	1,3
NaHSO 4	1,4
Н 3 РО 4	1,5
Шлунковий сік	1,6
винна кислота	2,0
Лимонна кислота	2,1
HNO 2	2,2
Лимонний сік	2,3
Молочна кислота	2,4
Саліцилова кислота	2,4
столовий оцет	3,0
сік грейпфрута	3,2
СО 2	3,7
Яблучний сік	3,8
H 2 S	4,1
сеча	4,8–7,5
Чорна кава	5,0
слина	7,4–8
молоко	6,7
кров	7,35–7,45
жовч	7,8–8,6
вода океанів	7,9–8,4
Fe (OH) 2	9,5
MgO	10,0
Mg (OH) 2	10,5
Na 2 CO 3	11
Ca (OH) 2	11,5
NaOH	13,0

Таблиця дозволяє зробити ряд цікавих спостережень. Значення рН, наприклад, відразу показують порівняльну силу кислот і підстав. Добре видно також сильне зміна нейтрального середовища в результаті гідролізу солей, утворених слабкими кислотами і підставами, а також при дисоціації кислих солей.

Природна вода завжди має кислу реакцію (рН< 7) из-за того, что в ней растворен углекислый газ; при его реакции с водой образуется кислота: СО 2 + Н 2 О « Н + + НСО 3 2– . Если насытить воду углекислым газом при атмосферном давлении, рН полученной «газировки» будет равен 3,7; такую кислотность имеет примерно 0,0007%-ный раствор соляной кислоты – желудочный сок намного кислее! Но даже если повысить давление CO 2 над раствором до 20 атм, значение pH не опускается ниже 3,3. Это значит, что газированную воду (в умеренных количествах, конечно) можно пить без вреда для здоровья, даже если она насыщена углекислым газом.

Певні значення рН мають винятково велике значення для життєдіяльності живих організмів. Біохімічні процеси в них мають відбуватися при строго заданої кислотності. Біологічні каталізатори - ферменти здатні працювати тільки в певних межах рН, а при виході за ці межі їх активність може різко знижуватися. Наприклад, активність ферменту пепсину, який каталізує гідроліз білків і сприяє таким чином перетравлення білкової їжі в шлунку, максимальна при значеннях рН близько 2. Тому для нормального травлення необхідно, щоб шлунковий сік мав досить низькі значення рН: в нормі 1,53-1, 67. При виразковій хворобі шлунка рН знижується в середньому до 1,48, а при виразці дванадцятипалої кишки може доходити навіть до 105. Точне значення рН шлункового соку визначають шляхом внутрішньошлункового дослідження (рН-зонд). Якщо у людини знижена кислотність, лікар може призначити прийом з їжею слабкий розчин соляної кислоти, а при підвищеній кислотності - приймати протикислотною кошти, наприклад, гідроксиди магнію або алюмінію. Цікаво, що якщо випити лимонний сік, кислотність шлункового соку ... понизиться! Дійсно, розчин лимонної кислоти лише розбавить сильнішу соляну кислоту, що міститься в шлунковому соку.

У клітинах організму рН має значення близько 7, в позаклітинній рідині - 7,4. Нервові закінчення, які знаходяться поза клітинами, дуже чутливі до зміни рН. При механічних або термічних ушкодженнях тканин стінки клітин руйнуються і їх вміст потрапляє на нервові закінчення. В результаті людина відчуває біль. Скандинавський дослідник Олаф Ліндау проробив такий експеримент: за допомогою спеціального безголкового ін'єктора людині упорскували крізь шкіру дуже тонку цівку розчину, що не ушкоджувала клітини, але діяла на нервові закінчення. Було показано, що біль викликають саме катіони водню, причому зі зменшенням рН розчину біль посилюється. Аналогічно безпосередньо «діє на нерви» і розчин мурашиної кислоти, який жалкі комахи або кропива впорскують під шкіру. Різним значенням рН тканин пояснюється також, чому при деяких запаленнях людина відчуває біль, а при деяких - ні.

Цікаво, що впорскування під шкіру чистої води дало особливо сильний біль. Пояснюється це дивне на перший погляд явище так: клітини при контакті з чистою водою в результаті осмотичного тиску розриваються і їх вміст впливає на нервові закінчення.

У дуже вузьких межах повинно залишатися значення рН крові; навіть невелике її підкислення (ацидоз) або защелачивание (алкалоз) може привести до загибелі організму. Ацидоз спостерігається при таких захворюваннях як бронхіт, недостатність кровообігу, пухлини легенів, пневмонія, діабет, лихоманка, ураження нирок і кишечника. Алколоз ж спостерігається при гіпервентиляції легких (або при вдиханні чистого кисню), при анемії, отруєнні СО, істерії, пухлини мозку, надмірному споживанні питної соди або лужних мінеральних вод, прийомі діуретичних ліків. Цікаво, що рН артеріальної крові в нормі повинно бути в межах 7,37-7,45, а венозної - 7,34-7,43. Різні мікроорганізми також дуже чутливі до кислотності середовища. Так, патогенні мікроби швидко розвиваються в слабощелочной середовищі, тоді як кисле середовище вони не витримують. Тому для консервування (маринування, соління) продуктів використовують, як правило, кислі розчини, додаючи в них оцет або харчові кислоти. Велике значення має правильний підбір рН і для хіміко-технологічних процесів.

Підтримати потрібне значення рН, не дати йому помітно відхилитися в ту або іншу сторону при зміні умов можливо при використанні так званих буферних (від англ. Buff - пом'якшувати поштовхи) розчинів. Такі розчини часто являють собою суміш слабкої кислоти і її солі або слабкої основи і його солі. Подібні розчини «чинять опір» в певних межах (які називаються ємністю буфера) спроб змінити їх рН. Наприклад, якщо спробувати трохи підкислити суміш оцтової кислоти і ацетату натрію, то ацетат-іони зв'яжуть надлишкові іони Н + в малодисоційованих оцтову кислоту, і рН розчину майже не зміниться (ацетат-іонів в буферному розчині багато, так як вони утворюються в результаті повної дисоціації ацетату натрію). З іншого боку, якщо ввести в такий розчин трохи лугу, надлишок іонів ОН - буде нейтралізований оцтової кислотою зі збереженням значення рН. Аналогічним чином діють і інші буферні розчини, причому кожен з них підтримує певне значення рН. Буферним дією володіють також розчини кислих солей фосфорної кислоти і слабких органічних кислот - щавлевої, винної, лимонної, фталевої та ін. Конкретне значення рН буферного розчину залежить від концентрації компонентів буфера. Так, ацетатний буфер дозволяє підтримувати рН розчину в інтервалі 3,8-6,3; фосфатний (суміш КН 2 РО 4 і Na 2 HPO 4) - в інтервалі 4,8 - 7,0, боратний (суміш Na 2 B 4 O 7 і NaOH) - в інтервалі 9,2-11 і т.д.

Багато природних рідини мають буферними властивостями. Прикладом може служити вода в океані, буферні властивості якої багато в чому обумовлені розчиненим вуглекислим газом і гідрокарбонат-іонами НСО 3 -. Джерелом останніх, крім СО 2, є величезні кількості карбонату кальцію у вигляді раковин, крейдяних і вапнякових відкладень в океані. Цікаво, що фотосинтетична діяльність планктону - одного з основних постачальників кисню в атмосферу, призводить до підвищення рН середовища. Відбувається це відповідно до принципу Ле Шательє в результаті зсуву рівноваги при поглинанні розчиненого вуглекислого газу: 2Н + + СО 3 2 «Н + + НСО 3 -« Н 2 СО 3 «Н 2 О + СО 2. Коли в ході фотосинтезу CO 2 + H 2 O + hv ® 1 / n (CH 2 O) n + O 2 з розчину видаляється СО 2, рівновага зміщується вправо і середовище стає більш лужним. У клітинах організму гідратація СО 2 каталізується ферментом карбоангидразой.

Клітинна рідина, кров також є прикладами природних буферних розчинів. Так, кров містить близько 0,025 моль / л вуглекислого газу, причому його зміст у чоловіків приблизно на 5% вище, ніж у жінок. Приблизно така ж в крові концентрація гідрокарбонат-іонів (їх теж більше у чоловіків).

При дослідженні грунту рН є однією з найбільш важливих характеристик. Різні грунти можуть мати рН від 4,5 до 10. За значенням рН, зокрема, можна судити про вміст у грунті поживних речовин, а також про те, які рослини можуть успішно рости на цьому грунті. Наприклад, зростання квасолі, салату, чорної смородини утрудняється при рН грунту нижче 6,0; капусти - нижче 5,4; яблуні - нижче 5,0; картоплі - нижче 4,9. Кислі грунти зазвичай менш багаті поживними речовинами, оскільки гірше утримують в собі катіони металів, необхідні рослинам. Наприклад, що потрапили в грунт іони водню витісняють з неї пов'язані іони Са 2+. А витіснення з глинистих (алюмосилікатних) порід іони алюмінію у великих концентраціях токсичні для сільськогосподарських культур.

Для розкислення кислих грунтів використовують їх вапнування - внесення речовин, поступово зв'язують надлишок кислоти. Таким речовиною можуть служити природні мінерали - крейда, вапняк, доломіт, а також вапно, шлак з металургійних заводів. Кількість внесеного раскислителя залежить від буферної ємності грунту. Наприклад, для вапнування глинистого грунту потрібно більше розкислюючих речовин, ніж для піщаної.

Велике значення мають вимірювання рН дощової води, яка може виявитися досить кислою через присутність в ній сірчаної та азотної кислот. Ці кислоти утворюються в атмосфері з оксидів азоту та сірки (IV), які викидаються з відходами численних виробництв, транспорту, котелень і ТЕЦ. Відомо, що кислотні дощі з низьким значенням рН (менше 5,6) гублять рослинність, живий світ водойм. Тому постійно ведеться контроль рН дощової води.

Ілля Леенсон

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).

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.