5.3. Водородный показатель

Для характеристики кислотно-основных свойств растворов используют водородный показатель рН, равный отрицательному значению десятичного логарифма концентрации ионов водорода. Аналогично рассчитывают гидроксильный показатель рОН, равный отрицательному значению десятичного логарифма концентрации ионов гидроксила.

.

(50)

Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой равновесием диссоциации воды:

Н₂ОН⁺+ ОН^.

Константу равновесия называют ионным произведением воды. При 298 К она равна 10^14.

.

(51)

Логарифмированием уравнения (51) получаем:

рН + рОН = 14.

(52)

В чистой воде (нейтральная среда) рН = рОН = 7.В кислой среде рН7, в щелочной среде рН7.

5.3.1. Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований

Для сильных кислот и щелочей, полностью диссоциированных на ионы,

Н^+ =zCкиОН^=zCщ,

(53)

где С_киС_щмоляльные концентрации кислоты и, соответственно, щелочи,zосновность кислоты или кислотность основания.

Разбавление растворасильного электролита учитывают по уравнениям:

в кислой среде: рН2= рН1+lgn,	(54)
в щелочной среде: рН2= рН1–lgn,	(55)

где индекс 1 относится к исходному раствору (до разбавления), индекс 2 – к конечному раствору (после разбавления).

В среде, близкой к нейтральной, необходимо принять во внимание диссоциацию воды, в результате которой образуются ионы Н⁺ и ОН^.

.	(56)
.	(57)

При смешивании растворовсильных кислот и оснований возможны два варианта.

1. рН₁7 и рН₂7 или рН₂7 и рН₂7, то есть смешивают два кислых или два щелочных раствора:

,	(58)
.	(59)

2. рН₁7, а рН₂7, то есть смешивают кислый и щелочной растворы. В этом случае конечную концентрацию раствора рассчитывают по веществу, взятому в избытке.

В избытке взята кислота: .	(60)
В избытке взята щелочь: .	(61)

5.3.2. Расчет рН в растворах слабых кислот и оснований

Диссоциация многих электролитов протекает не полностью. Отношение числа диссоциированных молей к общему числу молей электролита в растворе называют степенью диссоциации. Для его количественного описания используют константу равновесия, называемую константой диссоциации. Для одноосновной кислоты, диссоциирующей по уравнению:

НАnН^++ Аn^, где Аn- кислотный остаток,
.	(62)

Т.к. [An^–] = [H⁺] и [An] = C то и

,

(63)

где С– концентрация слабой кислоты, моль/лK_d– константа диссоциации (приводится в справочниках).

Для растворов слабых оснований:

,

(64)

где С- концентрация слабого основания, моль/л.

По значению константы диссоциации можно рассчитать степень диссоциации слабого электролита:

.

(65)

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например: Н₂SНS^+ Н⁺ (1-ая ступень); НS^S^+ Н⁺(2-ая ступень).

При расчетах рН обычно учитывают только первую ступень диссоциации, пренебрегая второй и третьей ступенями. Таким образом, уравнения (62 и 64) справедливы и для многоосновных кислот при использовании первой константы диссоциации K_d1.