PН растворов

Жидкие протонсодержащие растворители вступают в обратимую реакцию самоионизации. Например, для воды:

H₂O + H₂O OH^-- + H₃O⁺ или упрощенно H₂OH⁺ + OH^‑

Состояние равновесия в этом случае характеризуется ионным произведением воды K_w:

K_w = C()∙C(OH^‑) = const = f(T)

При 22 ^оС K_w = 1 ^. 10^--14 и C()∙ =C(OH^‑) = 1 ^. 10^--7 моль/л

Содержание ионов оксония H⁺] и гидроксид-ионов OH^-- удобно выражать через водородный показатель рН и гидроксидный показатель рОН:

рН = ‑lg C()∙и pOH = ‑lg C(OH^‑)

При 22 ^оС в чистой воде рН = 7 и рОН = 7; рН + рОН = 14 = const = f(T).В водных растворах кислот среда кислотная. Это значит, что C()∙> и при 22 ^оС C()∙больше 1 ^. 10^--7 моль/л; водородный показатель рН для такого раствора меньше семи. В водных растворах оснований среда щелочная. Это значит, что C(OH^‑) > C()∙и при 22 ^оС C(OH^‑) больше 1 ^. 10^--7 моль/л; гидроксидный показатель рОН для такого раствора меньше семи, а водородный показатель рН для такого раствора больше семи. В водных растворах веществ, не образующих избыток ионов водорода или гидроксидных ионов среда нейтральная. Как и в чистой воде: при 22 ^оС C()∙= C(OH^‑) = 1 ^. 10^--7 моль/л, а рН = рОН = 7. На практике водные растворы со средой, близкой к нейтральной, могут иметь рН от 6 до 8. Ниже приведены значения рН некоторых растворов:

Раствор рН Раствор рН

Концентрированная Дождевая вода 6,5

соляная кислота –1,1 Чистая вода при 25 С 7,0

1М раствор HСl 0,0 Раствор пищевой соды 8,5

Желудочный сок 1,4 Раствор буры 9,2

Лимонный сок 2,1 Известковая вода 10,5

Апельсиновый сок 2,8 Кровь 7,4

Томатный сок 4,1 1М раствор NaOH 14,0

Молоко 6,9 Насыщенный раствор ~15,0

NaOH

Нижняя и верхняя границы измерения рН водных растворов отвечают значениям рН = 1 и рН = 13 (рОН = 1), поскольку при рН < 1 и рН > 13 растворы перестают быть разбавленными. Наоборот, в предельно разбавленных растворах (при их бесконечно малой концентрации) значение рН стремится к семи и определяется диссоциацией самой воды.

Ионное равновесие, как и любое другое, смещается при изменении концентрации одного из ионов. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению

CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^–

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов CH₃COO^–, то в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие смещается влево. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита  одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации  этого электролита

Пример 1.Вычислить концентрацию ионов Н⁺, ОН^-и рН раствора 0,1 н.H₂SO₄.

Решение.H₂SO₄– сильная кислота:H₂SO₄= 2Н⁺+SO.

Для сильных электролитов = 1. В реакции диссоциации образуются 2 иона Н⁺. Молярная концентрацияH₂SO₄в два раза меньше ее нормальной концентрации и равна 0,05 моль/л.

Концентрация ионов водорода равна:

C_H=nС₀= 12С₀= 2С₀= 20,05 = 0,1 моль/л;

C_OH=== 110^-13моль/л;

рН = -lgC_H= -lg(0,1) = 1.

Пример 2.Вычислить концентрацию ионов Н⁺, ОН^-и рН 0,1 М раствораHNO₂.

Решение. Запишем уравнение диссоциации кислоты:

HNO₂Н⁺+NO.

Поскольку кислота слабая, степень диссоциации находим по формуле: ==== 6,3210^-2, где К_HNO= 410^-4.

При диссоциации кислоты образуются ионы Н⁺, концентрацию которых найдем по формуле:

C_H=С₀= 6,3210^-20,1 = 6,3210^-3моль/л.

Концентрацию ионов ОН^-определим из выражения ионного произведения воды:

C_OH=== 1,5810^-10моль/л.

рН = -lgC_H= -lg(6,3210^-3) = 3 –lg(6,32) = 3 – 0,80 = 2,20.

Пример 3.Определить степень диссоциации угольной кислоты в 0,01 М растворе, учитывая только первую ступень диссоциации, если рН этого раствора равен 4,17.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

Н₂СО₃Н⁺+ НСО(Iступень).

Найдем концентрацию ионов Н⁺. Для этого найдем антилогарифм числа -4,17, т.к. рН = -lgC_H:

C_H= 10= 10^-4,17= 6,7610^-5моль/л.

Степень диссоциации найдем следующим образом:

C_H=С₀,=== 6,7610^-3.

В растворах слабых электролитов многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация преимущественно осуществляется по первой ступени и количество ионов Н⁺или ОН^-определяется этим процессом. Количеством ионов, образующихся при последующих ступенях диссоциации пренебрегают, так как оно незначительно.

Пример 4.Вычислить рН 0,1 М НСООН, к 1 л которого добавлено 0,1 моль НСООNa.

Запишем уравнение уравнения диссоциации слабого и сильного электролитов:

НСООН Н⁺+ НСОО^-; К_дис.== 1,810^-4.

НСООNa→Na⁺+ НСОО^-;= 1.

Вклад в общую концентрацию формиат-ионов НСОО^-в растворе процесса диссоциации кислоты очень мал (слабый электролит), поэтому С_НСООопределяется процессом диссоциации соли, которая относится к сильным электролитам и диссоциирует практически нацело:

С_НСОО= С_НСООNa= 0,1 моль/л.

Обозначим за х концентрацию ионов водорода в растворе:

C_H= х, С_НСОО= 0,1 моль/л.

Равновесная концентрация кислоты за счет диссоциации изменится очень незначительно, поэтому принимаем её равной начальной: C_НСООН= 0,1 моль/л.

Тогда

К_дис.== 1,810^-4;

C_H= 1,810^-4.

Водородный показатель:

рН = -lgC_H= -lg(1,810^-4) = 4 –lg1,8 = 3,15.