18. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель (pH и pOh). Индикаторы. Расчет pH растворов слабых электролитов. Буферные растворы, расчет pH буферных систем.

Вода является очень слабым электролитом: при комнатной температуре в чистой воде диссоциирует 1 из 10 молекул.

H₂0↔H⁺+OH^-

[H⁺]=[OH^-]=10^-7 моль/л при T=25⁰(1)

Как и для любого слабого элуктролита процесс диссоциации воды характеризуется своей константой равновесия:

Kp=(2)

Но т.к. концентрация воды практически не изменяется, вносим конценрация воды под знак константы равновесия; произведения двух постоянных также является величиной постоянной, которая получила название ионного произведения воды (K_W)

Kw=Kp*[H₂O]=[H⁺][OH^-]

Kw=[H⁺][OH^-]

Kw=[H+][OH-]=10^-7*10^-7=10^-14(3)

Kw не зависит от концентрации ионов H+ или OH-, зависит только от температуры. Зная концентрацию одного из ионов H+ или OH- через Kw легко определить концентрацию другого иона

[OH-]=(4)

Для количественного отображения концентрации ионов H+ или OH- в растворе ввели понятие водородного показателя pH(аналогичным образом характеризуется и концентрация гидроксилиных ионов OH-=pOH)

pH=-lg[H+](5)

pOH=-lg[OH-](6)

pH≈7 среда нейтральная

pH<7 ([H+]>10^-7 моль\л) среда кислая

pH>7 ([H+]<10^-7 моль\л) среда щелочная

pH крови 7,35±0,05

слюны 6,35-6,75

желуд.сока 1-2

моча 5-8

кожные покровы 5,5

слезы 7

Определим связь между pH и pOH, для этого прологарифмируем (3) и результат умножим на -1

-lg [H+]-lg[OH-]=14

pH+pOH=14(7)

Зная pH или pOH легко определить абсолютные концентрации ионов в расворе

[H+]=10^-pH

[OH-]=10^-pOH(15)

Индикаторы

Индикаторы – вещества, которые изменяют окраску растворов в зависимости от их среды.

Как правило индикатор представляет собой сложные орг молекулы либо слабых кислот либо слабых оснований

HInd↔H⁺+Ind^-

Действие индикаторов основано на том, что их молекулярные и ионные формы поглощают видимый свет в разном спектральном диапазоне. При избытке в растворах H+ индикатор преимущественно находится в молекулярной форме(1 окраска). При избытке OH- преимущественно анионная форма(другая окраска).

Индикатор, pH перехода окраски	Окраска в зависимости от кислотности среды
	кислая	нейтральная	щелочная
Лакмус,≈7	красный	фиолет	синий
Метилоранж, 3-4	красный	оранж	желтый
Фенолфталеин, 8	-	-	малиновый

Наиболее точно pH среды (с точностью до сотых единиц pH) опр инструментальными приборами (pH метрами, ионометрами)

Расчет pH растворов слабых электролитов.

А) растворы слабых кислот

C(HCN)=10^-2 M

Ka=10^-10

α==10^-4

[H+]=αCo=10^-4*10^-2=10^-6M

pH=-lg10^-6=6

В случае многоосновной слабой кислоты (H2CO3,H3PO4) рассматривать диссоциацию только по 1 ступени, соответственно и константу диссоциации брать по 1 ступени

Б) растворы слабых оснований

C(NH4OH)=0,1 M

Kb=10^-5

α=10^-2

[OH]=αCo=10^-2*10^-2=10^-3M

pOH=-lg10^-3=3

pH=14-3=11

Буферные растворы

Буферные растворы представляют собой смеси слабой кислоты и ее соли, слабого основания и его соли либо смеси солей слабых многоосновных кислот.

CH3COOH+CH3COONa

NH4Oh+NH4Cl

NaH2PO4+Na2HPO4

Особенностью данных растворов явл то, что при прибавлении небольших количеств сильной кислоты или щелочи pH такого раствора практически не меняется.

Механизм действия буферного раствора рассмотрим на примере ацетатного буфера

CH3COOH+CH3COONa

При появлении в растворе избытка H+ (+кислоты) они связываются с ацетат-ионами, обр при диссоциации соли молекулы слабого электролита – уксусной кислоты.

При добавлении к раствору щелочи избыток OH- нейтрализуется в реакции с уксусной кислотой, обр молекулы слабого электролита – воды.

CH3COO^-+H⁺↔CH3COOH

CH3COOH+OH^-↔CH3COO^-+H2O

Главной характеристикой буферных растворов является их pH и буферная емкость.

Рассчитаем pH ацетатного буфера.

Расчет основан на константе диссоциации уксусной кислоты:

CH3COOH↔CH3COO^-+ H⁺(1)

Ka=(2)

Выразим из ур(2) концентрацию [H+]

[H+]=Ka

Т.к. соль – сильный электролит, то CH3COONa диссоциирует в растворе полностью и можно считать, что равновесная концентрация ацетат ионов = исходной концентрации соли в буферном растворе.

Как следует из ур. Диссоциации (1) присутствие в растворе ацетат ионов смещает равновесие в сторону обр молекул кислоты, т.е. можно считать, что равновесная концентрация кислоты = исходной концентрации кислоты в буферном растворе, тогда ур(3) может быть записано в след виде:

[H+]=Ka*(4)

Прологарифмируем ур(4) и умножим на -1

-lg[H+]=-lgKa-lgCk+lgCc(5)

pH=pKa+lg(6)

где pKa=-lgKa силовой показатель кислоты

рассуждая аналогично для буферных растворов, представляющих смесь для слабого основания и его соли, можно вывести формулу

pOH=pKb+lg(7)

pKb силовой показатель слабого основания

Рассчитаем pH ацетатного буфера

Сk=Cc=0,1 M, Ka=1.175*10^-5

Подставляем в формулу (6)

pH=-lg(1.75*10^-5)+lg=5-lg1.75=4.76

соотношение компонентов бферного раствора(напр, кислоты и ее соли) как правило берется в соот не превыш 1:10

рассчитаем как измен pH буферного раствора объемом 1 л, с концентрациями кислоты и соли = 0,1 М, если к нему добавить 2 мл 1 молекулярного раствора HCl

(HCl)=2*10^-3*1=2*10^-3 моль

данное кол-во H+ связывается с ацетат ионами в молекулы уксусной кислоты, при этом концентрация соли в буферном растворе уменьш на 0,002 моль в литре, а конц кислоты возраст на ту же величину. При равенстве конц компонентов буферного раствора, его pH=силовому показателю слабого электролита, т.е. pH=pK

pH=pK+lg=4,76 +l=4.76+lg=4.74

ΔpH=4.76-4.74=0.02

Др важнейшей характеристикой буферного раствора явл его буферная емкость(В) – кол-во эквивалентов сильной кислоты или щелочи, кот можно дабавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его pH на 1.

Буферная емкость опр эквивалентно титрованием пробы буферного раствора сильной кислотой или щельчью известной концентрации, фиксируя при этом изменение pH.

Рассчет буф емкости по кислоте и основанию ведут по формулам

Ва=

Ba=