Тема: водневий показник середовища рН

Вода є слабким електролітом, який дисоціює в дуже малому ступеню на іони Н⁺ та ОН^- в рівних кількостях:

Н₂О  Н⁺ + ОН^-

Константа дисоціації води при 295 К дорівнює 1,8*10^-16, а концентрація Н₂О при цій температурі приблизно дорівнює 55,56моль\л:

К_д = (С_н+С_он-) / 55,56 = 1,8*10^-16

Звідсі С_н+С_он = 1,8*10^-16 * 55,56 = 10^-14

Величина К_w = С_н + С_он- називається іонним добутком води. К_w - величина постійна лише при постійній температурі, при зростанні температури іонний добуток води також зростає.

Водневий показник середовища водного розчину електроліту рН рівний негативному десятинному логарифму концентрації іонів гідрогену в розчині:

рН = -lg[H⁺]

Середовище водного розчину електроліту може бути кислим, нейтральним, лужним. Носіями кислотних властивостей є іони Н⁺, а лужних – іони ОН^- , тому в кислих розчинах С_н⁺ > С_он^-, а в лужних - С_н⁺ < С_он^-. Розчини, в яких С_н⁺ = С_он^-, называються нейтральними.

При 295К К_w=10^-14 в нейтральных розчинах [н⁺] =10^-7 моль /л (рН>7), в кислих [н⁺] >10^-7 моль\л (рН<7), в лужних [н⁺] <10^-7 моль\л (рН>7).

Порядм з показником рН використовують показник рОН:

рОН = -lg[HO^—]

Виходячи зі значення іонного добутку води K_w,при 295К рН+рОН=14.

У випадках розрахунку рН розчину лугу слід скористатися наведеною схемою для обчислення рОН, а потім знайти pН:

pН = 14 — pОН.

При розрахунках pН водних розчинів слабких кислот і основ слід враховувати оберненість процесу їх електролітичної дисоціації (а < 1):

СНзСООН  СНзСОО^- + Н⁺

Концентрація Н⁺ в розчинах слабких кислот і концентрація іонів ОН⁺ в розчинах слабких основ числено дорівнюють концентрації продисоційованих молекул електроліту, а не вихідній концентрації розчину, як у випадку сильних кислот і основ.

При розрахунку водневого показника середовища водних розчинів сильних кислот і основ слід враховувати необерненість процесу їх електролітичної дисоціації (α=1).

НCl  H⁺ + Cl^-

NaOH  Na⁺ + OH^-

Концентрація іонів Н⁺ в розчинах сильних кислот и концентрація іонів ОН^- в розчинах лугів числено дорівнюють молярності розчинів.

Щоб розрахувати значення водневого або гідроксильного показників середовища, необхідно знати активність а_ОН-=ƒ_ОН-С_ОН-.

Приклад 1. Обчислити рН 0,01М розчину НNО₃.

Рішення. Активність іона гідрогену — функція концентрації іону гідрогену: a_н+ = ƒн⁺ Сн⁺ . Для визначення коеффіцієнту актив­ності іонів гідрогену ƒн+ розрахуєм іонну силу розчину I:

I= 1/2ΣСiZi² = 1/2(0,01 • 1² + 0,01 -1²) = 0,01,

де С_н+ = 0,01 моль/л; 2_Н+ = 1; См_Оз- = 0,01 моль/л; Z_NO3- = 1.

За табличними даними знаходим величину ƒ_H+, що відповідає I = 0,01; ƒ_H+= 0,92.

Далі розраховуєм активність іону гідрогену і рН розчину:

а_н+ = 0,92-0,01 = 9,2-10^-3 моль/л,

рН = -lg9,2-10 ^-3 = 3 -0,96 = 2,04.

Лабораторна робота № 10 вимірювання водневого показника середовища розчину нс1 електрохімічним методом.

Мета роботи – визначити водневий показник середовища методами рН-метрії та візуального колориметрирування; провести розрахунки рН водних розчинів сильних і слабких кислот і основ.

Прилади та реактиви: : рН-метр (іонометр), поліетиленові пробірки, 0,05 М розчин фталевокислого калію (рН 4,0), 0,01 М розчин тетраборату натрію (рН=9,22), 1н. розчин хлороводневої кислоти, 0,1н. розчини сірчаної кислоти, оцтової кислоти, карбонату натрію, ацетату натрію, хлориду алюмінію. Вода дистильована.

Електрохімічний метод визначення водневого показника середовища більш точний; він базується на вимірюванні різ­ниці потенціалів двох електродів, що знаходяться в аналізованому розчині. Один з цих електродів — електрод порівняння — в процесі вимірювання має постійний потенціал, а потенціал другого електроду (зазвичай скляного) залежить від величини [H⁺] в розчині.

Потенціал скляного електроду відносно електроду порівняння вимірюється рН-метром, шкала якого градуйована в одиницях рН і дозволяє проводити безпосередній відлік величини, що вимірюється. Електрохімі­чний метод визначення водневого показника називають ще методом рН-метрії.