Как найти ph раствора

Водородный показатель кислотности (рН)

Водородный показатель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:

.

История водородного показателя pH .

Понятие водородного показателя введено датским химиком Сёренсеном в 1909 году. Показатель называется pH (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, либо pondus hydrogeni — вес водорода). В химии сочетанием pX обычно обозначают величину, которая равна lg X, а буквой H в этом случае обозначают концентрацию ионов водорода (H + ), либо, вернее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH .

Вывод значения pH .

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) оказываются одинаковыми и равняются 10 −7 моль/л, это четко следует из определения ионного произведения воды, равное [H + ] · [OH − ] и равно 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Если концентрации двух видов ионов в растворе окажутся одинаковыми, в таком случае говорится, что у раствора нейтральная реакция. При добавлении кислоты к воде, концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов понижается, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода уменьшается. Когда [H + ] > [OH − ] говорится, что раствор оказывается кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.

Чтоб было удобнее представлять, для избавления от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода используют их десятичный логарифм, который берется с противоположным знаком, являющийся водородным показателем — pH.

.

Показатель основности раствора pOH .

Немного меньшую популяризацию имеет обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, которая равняется десятичному логарифму (отрицательному) концентрации в растворе ионов OH − :

как во всяком водном растворе при 25 °C , значит, при этой температуре:

.

Значения pH в растворах различной кислотности.

  • Вразрез с распространённым мнением, pH может изменяться кроме интервала 0 — 14, также может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH= −1.

Т.к. при 25 °C (стандартных условиях) [H + ] [OH − ] = 1014 , то ясно, что при такой температуре pH + pOH = 14.

Т.к. в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , значит, у кислых растворов pH 7, pH нейтральных растворов равняется 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды увеличивается, значит, увеличивается ионное произведение воды, тогда нейтральной будет pH = 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH − ); с понижением температуры, наоборот, нейтральная pH увеличивается.

Методы определения значения pH .

Существует несколько методов определения значения pH растворов. Водородный показатель приблизительно оценивают при помощи индикаторов, точно измерять при помощи pH-метра либо определять аналитическим путём, проводя кислотно-основное титрование.

  1. Для грубой оценки концентрации водородных ионов часто используют кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. Самые популярные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и др. Индикаторы могут быть в 2х по-разному окрашенных формах — или в кислотной, или в основной. Изменение цвета всех индикаторов происходит в своём интервале кислотности, зачастую составляющем 1–2 единицы.
  2. Для увеличения рабочего интервала измерения pH применяют универсальный индикатор, который является смесью из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно изменяет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным способом затруднено для мутных либо окрашенных растворов.
  3. Применение специального прибора — pH-метра — дает возможность измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем при помощи индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, которая включает стеклянный электрод, потенциал которого зависим от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ обладает высокой точностью и удобством, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, что дает измерять pH непрозрачных и цветных растворов и поэтому часто применяется.
  4. Аналитический объёмный методкислотно-основное титрование — тоже даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) каплями добавляют к раствору, который исследуется. При их смешивании происходит химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, для полного завершения реакции, — фиксируется при помощи индикатора. После этого, если известна концентрация и объём добавленного раствора титранта, определяется кислотность раствора.
  5. Влияние температуры на значения pH:

0,001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3,

0,001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11,73, при 30 °C pH=10,83,

Влияние температуры на значения pH объясняют разчной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не есть ошибкой эксперимента. Температурный эффект нельзя компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии.

Кислотность среды имеет важное значение для большинства химических процессов, и возможность протекания либо результат той или иной реакции зачастую зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований либо на производстве применяют буферные растворы, позволяющие сохранять почти постоянное значение pH при разбавлении либо при добавлении в раствор маленьких количеств кислоты либо щёлочи.

Водородный показатель pH часто применяют для характеристики кислотно-основных свойств разных биологических сред.

Для биохимических реакций сильное значение имеет кислотность реакционной среды, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода зачастую оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается под действием буферных систем организма.

В человеческом организме в разных органах водородный показатель оказывается разным.

Некоторые значения pH.

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Теоретическое введение

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Теоретическое введение

Равновесие процесса диссоциации воды:

Н2О ↔ Н + + ОН —

описывается константой Кw, которая носит название “ионное произведение воды”. Ионное произведение воды равно:

Кw = [Н + ] [ОН — ] (1)

Для разбавленных водных растворов ионное произведение воды не зависит от состава раствора и постоянно при данной температуре. Так, Кw=10 — 14 для воды, миллимолярных растворов К2SO4, H2SO4 и KOH при Т=298 К. Строго говоря, постоянство Кw справедливо в случае, когда аналитические концентрации ионов заменены их активностями (лишь для малых концентраций Н + и ОН — значения концентрации и активности практически совпадают).

Процесс диссоциации Н2О идет с поглощением теплоты, поэтому при повышении температуры в интервале от 0 до 100 о С величина Кw увеличивается.

Для практических целей удобно пользоваться не концентрацией ионов водорода, а её водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом – рН. Величина рН равна:

рН = — lg[H + ]. (2)

Как выше отмечалось, более строгим является уравнение рН = – lg aН+, где aН+ – активность ионов водорода. Однако для практических целей при расчете рН разбавленных растворов обычно используется уравнение (2).

рН + рОН = 14, (3)

Для нейтральных растворов рН = 7, для кислых растворов рН 7. В аналитической практике редко приходится работать с растворами, рН которых выходит из интервала 0 ÷14. Тем не менее, в сильнощелочной среде рН может быть немного больше 14, а в очень кислой среде может принимать отрицательные значения.

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите рН 0,001М растворов HСl и КОН.

Решение. HСl и КОН являются сильными электролитами и в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В растворе НСl: [Н + ] = 0,001 моль/л.

рН = –lg [H + ] = –lg 0,001 = 3

В растворе КОН: [ОН – ] = 0,001 моль/л. рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,001 = 3. рН=14 – 3 = 11.

Задача 2. Рассчитайте рН раствора КОН, 350 мл которого содержат 0,0035 моль КОН.

Решение.

КОН → К + + ОН —

рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,01 = 2.

рОН + рН = 14. рН = 14 – 2 = 12

или [Н + ] = 10 –14 /[ОН – ] = 10 –14 /0,01 = 10 –12 моль/л.

рН = –lg 10 –12 = 12.

Задача 3. Вычислите молярную концентрацию раствора Ba(OH)2, если рН раствора составляет 12 при 298 К.

Решение.

Ba(OH)2 → Ва 2+ + 2ОН –

-lg [ОH – ] = 2, откуда [ОH – ] = 0,01 М.

Читайте также  Чем гофре отличается от плиссе

Задача 4. Рассчитайте степень диссоциации и рН 0,01 М водного раствора аммиака при 298 К, если константа диссоциации NH4OH при указанной температуре равна 1,76·10 –5 .

Решение.

NH3 H2O ⇔ NH4 + + OH — или упрощенно: NH4ОH ⇔ NH4 + + OH —

[Н + ] = 10 -14 /[ОН — ] = 10 -14 /4,2·10 -4 = 2,4·10 -11 моль/л.

рН = –lg [H + ] = –lg 2,4·10 –11 = 10,6.

Задача 5. К 1 л 0,01М раствора CH3CОOH добавили 6 г СН3СООNa. Определите рН полученного раствора при Т = 298 К, если при указанной температуре Кд(CH3CОOH) = 1,75·10 –5 .

Решение.

Присутствие в растворе CH3CОOH сильного электролита СН3СООNa приводит к сдвигу равновесия диссоциации уксусной кислоты влево в силу действия принципа Ле Шателье. В результате степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

n(СН3СООNa) = 6:82 = 0,073 моль.

(считаем, что объем раствора после добавления 6 г СН3СООNa не изменился).

Ацетат–ионы в растворе образуются как за счет диссоциации уксусной кислоты:

CH3CОOH ⇔ СН3СОО – + Н + ,

так и за счет диссоциации СН3СООNa:

СН3СООNa → СН3СОО — + Na +

Поскольку СН3СООNa в растворе диссоциирует полностью, то концентрацией ацетат-ионов, образующихся при диссоциации уксусной кислоты можно пренебречь, так как она мала по сравнению с величиной 0,073 моль/л. Принимаем, что:

[H + ] = 1,75·10 –5 · 0,01 / 0,073 = 2,4·10 –6 моль/л.

рН = –lg2,4·10 –6 = 5,6.

Задачи для самостоятельного решения

1. Определите величину рН 0,0001 М раствора HCl.

Водородный показатель ph — как определить, шкала кислотности

Теоретические основы

Вода является средой, в которой растворяются органические и неорганические химические вещества, и обладает способностью распадаться на ионы. Одна молекула отдает свой протон другой, поэтому в воде постоянно находится некоторое количество положительно заряженных ионов водорода H и отрицательно заряженных гидроксид-ионов OH. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

Говоря об ионе водорода, делается упрощение, так как на самом деле положительно заряженный ион в воде — это ион гидроксония H3O. Он образуется из целой молекулы воды и протона, оторванного от другой молекулы. Чем больше таких ионов в воде, тем больше и ее кислотность.

Ионы очень подвижны и постоянно переходят от одной молекулы к другой. Таким образом, процесс распада и процесс соединения в новую молекулу идут постоянно и уравновешивают друг друга, т. е. диссоциация воды находится в равновесии.

Количество ионов H+ и мера их активности в большинстве растворов очень малы, их записывают в виде числа с отрицательной степенью, что очень неудобно. Поэтому датским биохимиком Сёреном Сёренсеном в 1909 году было предложено выражать это число в виде показателя кислотности (водородного показателя) pH, который вычисляется как десятичный логарифм от меры активности ионов H+ с обратным знаком: pH = — lg [H+].

С. Сёренсен руководил химико-физиологической лабораторией при пивоваренном заводе Carlsberg, где разработал шкалу для измерения показателя pH. На ее основе были созданы специальные приборы: pH-метры, которые применяются для измерения кислотности растворов и жидкостей в промышленности, и ацидогастрометры для диагностики желудочно-кишечных заболеваний в медицине.

Показатель основности раствора, выражающийся десятичным логарифмом с отрицательным знаком от концентрации в растворе гидроксид-ионов: pOH = — lg [OH-], применяется гораздо реже. Величины pH и pOH могут быть как положительными, так и отрицательными.

Важно не путать pH с понятиями кислотности и щелочности. Главное различие заключается в том, что pH — это показатель не количества, а активности.

Он отражает степень кислотности или щелочности среды, а не количественное содержание в воде химических веществ. В разбавленных растворах мера активности эквивалентна концентрации, поэтому при определенном допущении один термин заменяют другим.

Влияние pH на свойства среды

С помощью несложных математических вычислений можно доказать, что сумма показателей pH и pOH для воды — величина постоянная и равна 14. Например, если рН = 5, то рОН = 9; для рН = -2 pOH = 16. У чистой воды без примесей (дистиллированной) и у водных растворов, образуемых неэлектролитами, pH = 7, а значит и рОН = 7, т. е. кислотный и основной (щелочной) показатели уравновешивают друг друга, и получается нейтральная среда.

При попадании в воду многих химических соединений происходит их гидролиз. Растворяемое вещество распадается на катионы и анионы, которые могут соединяться с ионами, получившимися в результате диссоциации воды. При этом получается смещение равновесия диссоциации воды. Показатель pH определяет, в какую сторону оно произошло. Если pH 7 — щелочная.

Показатель pH влияет на протекание химических реакций как на производстве, так и в природе и является универсальным показателем состояния среды. С помощью его контроля производят все виды горючего, краски, удобрения, средства личной гигиены и косметику. В пищевой промышленности проверяется качество изготовления напитков, молокопродуктов, изделий из злаков. Все живые обитатели природных почв и вод могут жить только при определенных значениях водородного показателя, от него же зависит и урожайность многих растений, поэтому ведется наблюдение за pH в почвоведении и земледелии, особенно в гидропонике.

При этом обычно необходимо поддерживать постоянное значение pH в течение длительного времени. Для этого используют так называемые буферные растворы. Они представляют собой смеси слабого основания и его соли или слабой кислоты и ее соли, в которых мера активности ионов водорода постоянна и устойчива.

Измерение водородного показателя

Формулы для расчета pH зависят от того, к какому классу относится химическое вещество, входящее в исследуемый раствор, и приведены в специальных справочниках. Более точное значение получают другими методами. Цели и условия проведения исследований определяют, как будет измеряться водородный показатель.

Индикаторные способы

Приблизительно оценить меру активности ионов водорода можно с помощью кислотно-основных индикаторов. Такие вещества обычно относятся к органическим соединениям и имеют свойство изменять свой цвет в разных средах:

  • Лакмус меняет цвет от красного в кислой среде через фиолетовый в нейтральной до синего в щелочной.
  • Фенолфталеин становится синим в щелочной среде, оставаясь бесцветным в остальных.
  • Метилоранж розового цвета соответствует повышенной кислотности, оранжевого — показывает нейтральность среды, в щелочах становится синим.

Изменение происходит для каждого индикатора в своём диапазоне кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы. При этом методе результат можно получить быстрый и наглядный при небольших затратах, но недостаточно точный, с большой погрешностью при исследовании очень слабых растворов, окрашенных или мутных вод. Используется, когда нужно найти предварительное определение pH.

Более широкий диапазон и выше точность у универсального индикатора. Он соединяет в себе несколько индикаторов и градуируется в соответствии со значениями pH от единицы до десяти. Соответствие значения водородного показателя и цвета:

  • 1 — красный;
  • 2 — розовато-оранжевый;
  • 3 — оранжевый;
  • 4 — темно-желтый;
  • 5 — желтый;
  • 6 — желтовато-зеленый;
  • 7 — светло-зеленый;
  • 8 — насыщенный зеленый;
  • 9 — сине-зеленый;
  • 10 — сине-серый.

Аналитический объемный метод

Кислотно-основное титрирование — метод определения водородного показателя среды с помощью так называемых титрантов. В основном для этого используются сильные кислоты (серная, соляная) и сильные щелочи (едкий калий, каустическая сода).

Раствор-титрант добавляют в исследуемую жидкость по каплям. При этом они вступают в химическую реакцию. Когда она завершается, наступает точка эквивалентности, т. е. момент отчетливого изменения окраски исследуемого раствора. По установленному в результате опыта объему титранта, необходимому для получения точки эквивалентности, и известному значению его концентрации можно рассчитать pH с высокой точностью.

Измерительный прибор pH-метр

Ионометрический метод, при котором кислотный показатель можно измерить с помощью специализированного прибора — pH-метра, является наиболее точным (до сотых от единицы pH), удобным и имеет широкий диапазон измерения. PH-метр представляет собой милливольтметр, способный измерять разность потенциалов со стеклянных электродов. У него также есть система пересчета напряжения в pH.

В исследуемый раствор погружают индикаторный электрод и электрод сравнения, замыкая таким образом гальваническую цепь. Величина электродвижущей силы в ней зависит от активности ионов H+ в растворе, т. е. является функцией только его pH. Индикаторный электрод состоит из стеклянной трубки, заполненной специальной суспензией в растворе соляной кислоты, и погруженной в нее серебряной проволоки.

Полезный сигнал возникает на границе соприкосновения раствора и индикаторного электрода и передается через металлический проводник на вход pH-метра. Таким способом можно измерять pH любых жидкостей, в том числе непрозрачных и цветных.

Специализированный прибор, применяемый в медицине для исследований pH жидкостей желудочно-кишечного тракта, называется ацидогастрометром. Включает в себя регистрирующий блок и один или несколько зондов. Для измерения уровня pH таких биологических жидкостей, как слюна и моча, применяются электронные pH-метры.

Читайте также  Почему говорят, что женщина хранительница очага

Кислотно-щелочной баланс человека

Организмом человека вырабатываются разные жидкости, каждая из которых должна иметь определенное значение pH. Отклонение в ту или иную сторону может привести к развитию множества серьезных заболеваний. Вовремя обнаруженные изменения можно исправить, если повысить или понизить кислотность потребляемых продуктов и питьевой воды. Механизм регулирования пропорционального соотношения кислот и щелочей в клеточных и межклеточных жидкостях называют кислотно-щелочным балансом (равновесием). По значению pH можно определить, в каком состоянии находятся многие органы человека.

На pH почек и печени оказывают влияние не только метаболические процессы в самом организме, но также пища и вода. Излишнюю кислотность потребленных продуктов организм выводит через мочу. Низкий уровень pH мочи говорит о том, что почки работают на пределе. Когда излишняя кислота не может быть выведена из организма естественным путем, она скапливается в подкожной жировой прослойке, имеющей кислотный pH. Это приводит к излишнему весу. В борьбе с этим явлением помогает щелочная вода, снижая нагрузку на почки.

В желудке среда резко кислая, в момент пищеварения pH равен 1,8−3. Вопреки распространненому мнению, причиной таких неприятных симптомов, как изжога и дискомфорт в желудке, является пониженная, а не повышенная кислотность желудочного сока. Нормальный уровень pH создает благоприятные условия для развития правильных бактерий и запускает механизм переваривания пищи, а болезнетворные микроорганизмы и гельминты расщепляются пищеварительными ферментами.

pH крови организм поддерживает в постоянном состоянии на уровне 7,4—7,45. Малейшее отклонение его от нормы может привести к тяжелым последствиям для человека. При понижении pH ниже 7,35 возникает ацидоз. При превышении нормы — алкалоз. Это не самостоятельные заболевания, они свидетельствуют о нарушениях в работе легких, почек, печении. Такие состояния сопровождаются очень опасными для здоровья симптомами, приводящими иногда даже к коме. По мнению врачей, ацидоз переносится легче алкалоза.

Кровеносные сосуды питают слюнные железы, поэтому за уровнем pH крови можно следить по pH слюны. Поддержание кислотно-щелочного баланса в кровеносной системе — это важнейшая функция организма человека. Внешние факторы не оказывают влияния на pH крови, он регулируется только внутренними механизмами тела человека:

  1. Буферные системы крови поддерживают устойчивость среды.
  2. Легочная (респираторная) система удаляет излишки углекислого газа из крови.
  3. Выделительная система (почки). Самый медленный, но и самый мощный механизм, может полностью восстанавливать pH организма путем выведения ионов водорода через мочу.

Таким образом, хотя кислотный показатель крови совершенно не подвержен внешнему влиянию, механизмы его поддержания на нужном уровне имеют зависимость от того, чем человек питается и какую воду пьет. Мясо и молоко повышают общую кислотность организма, а зелень и зеленые овощи лучше всего нейтрализуют ее. Кислотность и щелочность различных пищевых продуктов можно узнать из специальных таблиц. Оптимальное значение pH для воды находится в пределах от 6 до 9.

Придерживаясь принципов правильного питания для поддержания кислотно-щелочного равновесия в своем организме, человек надолго сохранит молодость, красоту и здоровье.

Калькулятор pH раствора

Статья содержит два калькулятора — первый для расчета pH раствора сильной кислоты или сильного основания, второй — для расчета pH раствора слабой кислоты или слабого основания.

Калькуляторы ниже предназначены для решения химических задач. Или, если угодно, для проверки ответов. Первый калькулятор рассчитывает pH раствора сильной кислоты или сильного основания по заданным формуле вещества и молярности раствора. Второй калькулятор рассчитывает pH раствора слабой кислоты или слабого основания по заданным константе диссоциации и молярности раствора. Описание расчета с некоторой теорией можно найти под калькуляторами.

Расчет pH в растворах сильных кислот и оснований

Расчет pH в растворах слабых кислот и оснований

pH раствора

pH означает «pondus Hydrogenii», «potential of hydrogen» или «power of hydrogen» — вес или потенциал водорода. pH вычисляется как величина, противоположная по знаку и равная по модулю десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.

pH является мерой кислотности водных растворов. Однако, в большинстве задач на растворы для описания раствора обычно используется молярная концентрация раствора или молярность. Как связаны эти две величины?

Активность ионов, конечно, зависит от их концентрации и эта зависимость описывается следующим уравнением:

где,
– активность ионов водорода
– коэффициент активности ионов водорода
– концентрация ионов водорода

Коэффициент активности является функцией от концентрации ионов и стремится к 1 по мере разбавления раствора. При этом для идеальных растворов концентрации ионов равны концентрации растворенного вещества с учетом коэффициентов в формуле соединения. Поэтому для большинства задач, предполагающих идеальные растворы, можно использовать логарифм по основанию 10 от молярной концентрации раствора.

То, как проявляет себя водный раствор, как кислота или как основание, зависит от количества ионов водорода (H+). Вода, сама по себе, содержит некоторое количество ионов водорода 1 благодаря явлению автодиссоциации:

Известно, что в состоянии равновесия при стандартных условиях (750 мм.рт.ст. и 25°C), 1 литр чистой воды содержит моль ионов и моль ионов , следовательно, вода при стандартных условиях имеет pH равный 7. Кислоты отдают ионы водорода, так что водные растворы кислот содержат большее количество ионов чем нейтральная вода, и показатель pH таких растворов меньше 7. Основания принимают ионы водорода, которые возникают при автодиссоциации воды, так что водные растворы оснований содержат меньшее количество ионов водорода чем нейтральная вода и показатель pH таких растворов больше 7. То есть, низкое значение pH указывает на высокую концентрацию ионов водорода и наоборот.

Шкала pH является логарифмической, то есть разница значений в единицу означает разницу концентраций на порядок — в десять раз.

Расчет показателя pH по молярной концентрации раствора отличается в случаях сильных и слабых кислот и оснований.

Сильная кислота / Сильное основание

Сильные кислоты и основания — это вещества, которые, с практической точки зрения, полностью диссоциируют на ионы в воде. Следовательно, концентрацию ионов водорода в таких растворах можно принять равной концентрации вещества. Расчет pH в этом случае становится тривиальным:

Для растворов оснований известна концентрация основания, то есть, концентрация гидроксид ионов OH-. Следовательно можно рассчитать pOH:

Исходя из равновесных концентраций H+ и OH− в воде, pH и pOH связаны соотношением , выполняющимся для любого водного раствора

Таким образом, для оснований:

Всего семь кислот считаются сильными:

  • Соляная кислота HCl
  • Азотная кислота HNO3
  • Серная кислота H2SO4
  • Бромоводород HBr
  • Иодоводородная кислота HI
  • Хлорная кислота HClO4
  • Хлорноватия кислота HClO3

Сильных оснований не намного больше, и не все из них растворимы в воде. К растворимым относятся:

  • Гидроксид лития LiOH
  • Гидроксид натрия NaOH
  • Гидроксид калия KOH
  • Гидроксид рубидия RbOH
  • Гидроксид цезия CsOH

Раствор сильной кислоты с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 0. Раствор сильного основания с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 14. В большинстве задач значения pH будут лежать в границах от 0 до 14, однако отрицательные значения pH, также как и значения pH больше 14 вполне возможны.

Слабая кислота / слабое основание

Слабые кислоты и основания только частично диссоциируют в воде. Это усложняет вычисление pH. Хотя формула остается такой же: , для вычисления концентрации ионов [H+] понадобится еще константа диссоциации.

Формула константы диссоциации кислоты Ka:

где:
– концентрация ионов H+
– концентрация анионов
– концентрация недиссоциированного соединения
для реакции

Эта формула описывает состояние равновесия. Чтобы найти H+, составим следующую таблицу изменения концентрации. В таблице обозначим искомую концентрацию H+ как x:

HB H+ B-
Начальная концентрация C M 0 M 0 M
Изменение концентрации -x M +x M +x M
Концентрация в состоянии равновесия (C-x) M x M x M

Используем эти величины в формуле для Ka:

Получим квадратное уравнение:

Решаем его, выбрав положительный корень. После чего найденное значение можно подставить в формулу pH.

Тот же самый способ применим и к растворам оснований, только используется константа диссоциации основания и сначала рассчитывается pOH.

Обычно константы диссоциации даны в условии задачи, либо их можно посмотреть в таблице для известных соединений.

Стоит заметить, что в таблицах для некоторых кислот указывается несколько значений Ka. Это многоосновные кислоты, которые могут отдать в раствор более чем один протон. Однако, из-за молекулярных сил, значение Ka для каждого следующего протона уменьшается на несколько порядков.

Например, для фосфорной кислоты:

Поэтому в задачах обычно рассматривается отдача только одного протона, и для всех вычислений можно использовать стохиометрический коэффициент равный 1.

Строго говоря ион водорода недолго пребывает в виде свободного протона, так как он быстро гидратируется молекулой воды. В результате образуется ион гидроксония ↩

Определение водородного показателя водных растворов и эмульсий

Что такое pH?

pH — главный показатель водных растворов. Вода, как слабый электролит, в незначительной степени диссоциирует на ионы H + и OH — которые находятся в равновесии:

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде при определенной температуре постоянно (называется ионным произведением воды). Постоянство произведения [Н + ] [OH — ] означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты щелочи или соли содержит как H + так и OH — ионы. Таким образом, кислотность и щёлочность раствора можно выразить через концентрацию либо ионов H + , либо OH — ионов. На практике пользуются первым способом.

Концентрация ионов водорода для нейтрального раствора [Н + ] = 10 -7 моль/л
Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел c отрицательными показателями степени, концентрацию ионов водорода принято выражать через водородный показатель, обозначаемый символом pH.

pH — десятичный логарифм концентрации водородных ионов взятый с обратным знаком:

pH = -lg [Н + ]

С помощью pH растворы характеризуется следующим образом:

  • нейтральные pH = 7
  • кислые pH 7

Приведем примерные значения pH наиболее распространенных растворов:

  • pH желудочного сока 1,7 (сильнокислая среда);
  • pH пивного сусла 5,0 (слабокислая среда);
  • pH дождевой воды. 6,0 (слабокислая среда);
  • pH подготовленной воды 7,0 (нейтральная среда);
  • pH крови 7,4 (слабощелочная среда);
  • pH мыла для рук 9,0 (щелочная среда).

Приведенные значения pH являются примерными и зависят от многих факторов.

pH не статичная величина и имеет свойство меняться (например меняется ph воды из скважины в течение года в зависимости от сезона). Для измерения значения pH в конкретном растворе используют pH-метры.

Как измерять pH?

По характеру использования pH-метры делятся на лабораторные и портативные.
Большим плюсом лабораторных приборов является точность измерения. Например, у электродов от производителя HACH LANGE погрешность измерения составляет всего 0,02 ph. Это очень хорошая точность. Плюсом для повышения точности будет и то что, в лабораторных условиях измерения проводятся при определенных температуре и влажности. Значение температуры очень сильно влияет на pH, это необходимо учитывать. Наиболее точные результаты получаются при температуре близкой к 20 ℃.

Преимуществом портативных pH-метров является их компактность и возможность замерять значение pH в водоемах или на разных производственных точках отбора. Современные электроды pH оснащены датчиками температуры и способны пересчитывать значения, что значительно повышает их точность.

Как повысить точность измерения pH?

Важным моментом является выбор электрода для pH-метра: определяющим фактором является раствор в котором планируется измерение pH и условия эксплуатации. Так, например, в ассортименте производителя HACH есть электроды для:

  • агрессивных сред (щелочные или кислые растворы)
  • загрязненных растворов (сточные воды)
  • для полутвёрдых продуктов (мясо / сыры)
  • для питьевой воды
  • продуктов с высоким содержанием белков (пиво)
  • для вязких образцов (гелеобразные продукты и пасты)

Периодичность калибровки: калибровка pH-метра и ежедневная проверка по стандартным буферным растворам — обязательная процедура которой нельзя пренебрегать. Обычно pH-метры калибруют по 3 точкам pH: 4,01, 7,00, 10,01, но возможны вариации. Например калибровка по буферном раствору с ph = 2,00, 6,88, 9,22. После калибровки важно проверить pH-метр по буферным растворам, причем максимально близким по значениям к исследуемым образцам. Например, если вы часто замеряете pH сусла, необходимо проверять pH-метр по буферному раствору с pH=5,00.

Обращайте внимание на то, как долго электрод «держит» калибровку. Если после калибровки проходит несколько дней и электрод при ежедневной проверке показывает корректное значение, значит, все в порядке. Если электрод приходится часто перекалибровывать или калибровка не проходит с первого раза — стоит задуматься о замене электрода и проверить условия хранения электрода между измерениями.

Рекомендованный производителями срок службы электродов — 6 месяцев. Бывает что срок службы значительно снижается при использовании электрода в агрессивных средах или неправильной эксплуатации. И наоборот, при правильном обслуживании электрод может корректно работать больше года.

Компания АкваАналитикс® является официальным представителем Hach на территории России и стран СНГ. Мы предлагаем испытательное оборудование, обучение и программное обеспечение для мониторинга и поддержания pH в широком спектре технологических процессов. Если у вас возникли дополнительные вопросы, свяжитесь с нами удобным вам способом.

Расчет рН при разбавлении и смешивании растворов

Расчеты рН в растворах сильных электролитов

Для характеристики кислотности среды обычно используют величину отрицательного десятичного логарифма молярной концентрации ионов Н + , которую называют водородным показателем рН:

рН = — lg С(Н + )

для нейтральной среды рН = 7,

для кислых растворов рН 7.

Аналогичным образом реакция среды может быть охарактеризована гидроксильным показателем рОН:

рОН = — lg С(ОН — ),

С(ОН — ) – молярная концентрация ионов ОН — .

рН и рОН связаны между собой следующим образом:

рН + рОН = 14

Пример1:Рассчитать рН в 0,05М растворе серной кислоты.

Для расчета рН необходимо узнать молярную концентрацию ионов (Н + ). В растворах сильных электролитов концентрацию ионов можно узнать, записав уравнение диссоциации.

Это уравнение показывает, что при диссоциации 1 моль H2SO4 образуется 2 моль ионов H + и 1 моль ионов SO4 2- . Таким образом, если известна молярная концентрация самой серной кислоты, то молярная концентрация ионов H + будет в 2 раза больше.

С (H + ) = 2∙ С(H2SO4) = 2 ∙ 0,05 моль/л = 0,1 моль/л

pH = – lg C(H + ) = – lg 0,1 = – lg 10 -1 = 1

Таблица десятичных логарифмов чисел от 0 до 10

число
lg 0,3 0,5 0,6 0,7 0,8 0,85 0,9 0,95

Пример 2.Рассчитать рН в 0,37% растворе гидроксида кальция (ρ = 1 г/мл).

Записываем уравнение диссоциации электролита:

В случае оснований нужно вначале найти молярную концентрацию ионов OH — , затем рОН, а потом рН.

В условии дана процентная концентрация раствора (ω %), ее необходимо перевести в молярную.

Перевод ω в С:

В этом случае нужно взять произвольную массу раствора, для удобства расчетов ее принимают за 100 г. Тогда в этой массе раствора содержится 0,37 г гидроксида кальция, или по формуле:

ω =

m (Ca(OH)2) = =

Молярная концентрация это:

С=

n(Ca(OH)2) =

Vраствора =

С(Ca(OH)2) = =

С(ОН — ) = 2 ∙ С(Ca(OH)2) = 2 ∙ 0,05моль/л = 0,1 моль/л (См. уравнение диссоциации)

Находим рОН, а затем рН.

pOH = – lg C(OH – ) = – lg 0,1 = – lg 10 -1 = 1

рН + рОН = 14, тогда

pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

Пример 3.Какова молярная концентрация раствора соляной кислоты, рН которого равен 2? Чему равна ω этого раствора, если плотность 1 г/см 3 ?

Записываем уравнение электролитической диссоциации HCl:

Зная рН раствора, можно найти молярную концентрацию ионов водорода по формуле:

С (Н + ) = 10 -рН

С (Н + ) = 10 -2 = 0,01 моль/л,

Из уравнения диссоциации следует, что концентрация HCl будет равна концентрации ионов H + , т.е. С (HCl) 0,01 моль/л (М).

Рассчитаем процентную концентрацию этого раствора.

Перевод С в ω:

В этом случае нужно взять произвольный объем раствора. Для удобства расчетов принимают объем равным 1 литру (1000 мл), тогда n = 0,01 моль, что следует из формулы:

С=

Находим массу вещества и массу раствора:

m (в-ва) = n ∙ V = 0,01моль ∙ 36,5 г/моль=0,365 г

m (р-ра) = V∙ρ = 1000 мл∙1 г/мл=1000 г

ω = =

Расчет рН при разбавлении и смешивании растворов

Пример 4.10 мл0,01М раствора соляной кислоты разбавили водой до 500 мл. Рассчитайте рН полученного раствора.

Чтобы узнать рН, нужно рассчитать молярную концентрация полученного раствора, т.е. С2.

Следует учесть, что число моль соляной кислоты в процессе разбавления не меняется. Поэтому сколько моль HCl было до разбавления, т.е. в первом растворе, столько моль этой же кислоты окажется и во втором растворе:

C2 = = С1

C2 =

2-й вариант расчета C2:

показывает во сколько раз разбавили раствор: = ,

значит в 50 раз уменьшилась концентрация полученного раствора по сравнению с исходной , т.е. С1.

C2 =

Записываем уравнение электролитической диссоциации HCl:

Из уравнения диссоциации следует, что С(H + ) = С (HCl) = 0,0002 моль/л.

pH = – lg C(H +) = – lg 0,0002 = – lg 2∙10 -4 = 4 – lg 2= 4 – 0,3 = 3,7

см. таблицу логарифмов

Для перевода концентраций можно использовать формулу:

C =

ω =

В этом случае нужно брать следующие единицы измерения используемых величин:

ω – в долях от единицы,

0,37% раствор гидроксида кальция (ρ = 1 г/мл).

C =

Пример 3.

С (HCl) 0,01 моль/л, ρ = 1 г/мл.

ω = или 0,0365%

Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: