Водородный показатель рН

Формулировка и мотивация темы.

На занятии узнаем о том, как диссоциируют различные электролиты, какие ионы при этом образуются, почему электролиты бывают сильными и слабыми. Также подробно рассмотрим процесс диссоциации самого распространенного вещества на Земле – воды. Раскроем смысл понятия «водородный показатель рН», научимся сами определять его по концентрациям ионов Н⁺ или ОН^-.

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах.

1. Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах всегда образуются катионы Н⁺.

HNO₃ ↔ Н⁺ + NO₃^-

Основность кислоты – это число ионов Н⁺, которое может образоваться при полной диссоциации одной молекулы кислоты.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

I ступень: H₂CO₃ ↔ Н⁺ + HCO₃^-,

II ступень: HCO₃^- ↔ Н⁺ + CO₃^2-.

Сумма: H₂CO₃ ↔ 2Н⁺ + CO₃^2-

Количество ступеней диссоциации кислоты равно ее основности.

2. Основания – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах всегда образуются анионы ОН^-.

NaОН ↔ Na⁺ + ОН^-.

Кислотность основания - это число ионов ОН^-, которое может образоваться при полной диссоциации одной молекулы основания.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

I ступень: Bi(OH)₃ ↔ Bi(OH)₂⁺ + ОН^-,

II ступень: Bi(OH)₂^- ↔ Bi(OH)²⁺+ ОН^-,

III ступень: Bi(OH)² ↔ Bi³⁺ + ОН^-.

Сумма: Bi(OH)₃ ↔ Bi³⁺ + 3ОН^-.

Количество ступеней диссоциации основания равно его кислотности.

3. Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH₄) и анионы кислотных остатков.

KNO₃ ↔ K⁺ + NO₃^-

а) средние соли – такие соли, у которых все ионы Н⁺ в кислоте замещены на катионы металлов. Средние соли диссоциируют сразу и полностью.

CaCl₂ ↔ Ca²⁺ + 2Cl^-.

б) кислые соли – такие соли, у которых не все ионы Н⁺ в кислоте замещены на катионы металла. Кислые соли диссоциируют ступенчато:

I ступень: КН₂РО₄ ↔ К⁺ + Н₂РО₄^-,

II ступень: Н₂РО₄^- ↔ Н⁺+ НРО₄^2-,

III ступень: НРО₄^2- ↔ Н⁺ + РО₄^3-.

Сумма: КН₂РО₄ ↔ К⁺ + 2Н⁺ + РО₄^3-.

в) основные соли – такие соли, у которых часть кислотных остатков в соли замещена на ионы ОН^-. Основные соли диссоциируют ступенчато.

I ступень: Са(ОН)Cl ↔ Са(ОН)⁺ + Cl^-,

II ступень: Са(ОН)⁺ ↔ Са²⁺ + ОН^-.

Сумма: Са(ОН)Cl ↔ Са²⁺ + Cl^- + ОН^-.

Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации.

Электролиты подразделяют на слабые и сильные в зависимости от степени диссоциации. Сильные электролиты диссоциируют полностью (α=0,5 - 1), слабые – частично (α= 0,001-0,5).

Сильные электролиты: некоторые кислоты (сильные кислоты): HNO₃, HCl, H₂SO₄; щелочи (сильные основания) NaOH, KOH, LiOH и др.; все соли.

Слабые электролиты: некоторые кислоты (слабые кислоты) H₂CO_3, H₂S, H₂SiO₃, H₂SO₃, HClO; нерастворимые основания (слабые основания): Сu(OH)₂, Fe(OH)₃ и др.

Но степень диссоциации электролита сильно зависит от его концентрации. Более удобной характеристикой силы электролита является константа диссоциации К_д , которая не зависит от концентрации электролита.

Для равновесия: АВ ↔ А⁺ + В^- константа диссоциации выглядит:

К_д = с(А⁺)*с(В^-)/с(АВ).

Чем меньше К_д, тем меньше концентрация ионов в растворе и больше концентрация нераспавшихся молекул, тем слабее электролит.

Константа диссоциации имеет смысл только для слабых электролитов, т.к. для сильных электролитов величина в знаменателе стремится к 0.

Если электролит диссоциирует ступенчато, то существует К_д для каждой ступени.

I ступень Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^- К_д = с(Н⁺)*с(Н₂РО₄^-)/с(Н₃РО₄)=7,52*10^-3,

II ступень: Н₂РО₄^- ↔ Н⁺+ НРО₄^2- К_д = с(Н⁺)*с(НРО₄^2-)/с(Н₂РО₄^-)=6,31*10^-8,

III ступень: НРО₄^2- ↔ Н⁺ + РО₄^3- К_д = с(Н⁺)*с(РО₄^3-)/с(НРО₄^2-)=1,26*10^-12.

Фосфорная кислота разлагается по второй и третьей ступеням гораздо меньше, чем по первой. Т.е в растворе можно найти все частицы: Н⁺, Н₃РО₄, Н₂РО₄^-, РО₄^3-.

Диссоциация воды.

Вода – очень слабый электролит: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

К_д (Н₂О) = с(Н⁺)*с(ОН^-)/с(Н₂О)

При t=22°C в чистой воде с(Н⁺)=с(ОН^-)=10^-7моль/л, при этом с(Н₂О)=55,56моль/л

К_д (Н₂О) = 10^-7*10^-7/55,56=1,8*10^-16. Т.к концентрация целых молекул Н₂О будет постоянной по сравнению со значением в числителе, из выражения для К_д(Н₂О) выделяют выражение для ионного произведения воды:

К_в= с(Н⁺)*с(ОН^-)=10^-14,

Ионное произведение воды К_в при данной температуре – постоянная величина не только для воды, но и для водных растворов электролитов. При t=22°C К_в = 10^-14

Как бы ни менялись в водных растворах концентрации ионов Н⁺ и ОН^-, произведение этих концентраций К_в всегда останется постоянным при данной температуре.

Водородный показатель рН

Если в водном растворе с(ОН^-)>>с(Н⁺), то среда щелочная.

Если с(ОН^-)<<с(Н⁺), то среда кислая.

Если с(ОН^-)=с(Н⁺) = 10^-7 моль/л, то среда нейтральная.

рН – количественная характеристика кислотности (основности) среды раствора. Она равна отрицательному десятичному логарифму от концентрации ионов Н⁺.

рН= - lg c(Н⁺).

Если среда нейтральная, то с(Н⁺) = 10^-7 моль/л, тогда lg c(Н⁺)=-7, а рН=7.

Если среда щелочная, то концентрация ионов ОН^- увеличивается, а концентрация ионов Н⁺ уменьшается. Например, с(Н⁺) = 10^-12 моль/л, тогда lg c(Н⁺)=-12, а рН=12.

Если среда кислая, то концентрация ионов Н⁺ увеличивается. Например, с(Н⁺) = 10^-3 моль/л, тогда lg c(Н⁺)=-3, а рН=3.

Шкала рН

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

кислая среда щелочная среда

 

Реже используется гидроксильный показатель рОН, который равен:

рОН=- lg c(ОН^-).

Показатели рН и рОН связаны следующим образом:

рН+ рОН=14

Задача: концентрация НBr в воде равна 0,01моль/л (α=1). Какова концентрация ионов ОН^- в этом растворе? Каков рН раствора?

Решение: НBr ↔ Н⁺+ Br^-. Если концентрация НBr была 0,01моль/л, а α=1 (т.е. продиссоциировали все молекулы), то и с(Н⁺)=0,01моль/л=10^-2 моль/л.

Если К_в= с(Н⁺)*с(ОН^-)=10^-14, то с(ОН^-)= К_в/с(Н⁺)= 10^-14/10^-2=10^-12 моль/л.

рОН=- lg c(ОН^-)=- lg c(10^-12)=12, если рН+ рОН=14, то рН=14-12=2

Ответ: концентрация ионов ОН^- в данном растворе составит 10^-12 моль/л, рН=2

Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию среды в растворе можно определить с помощью кислотно-основных индикаторов, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода.

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
кислой	нейтральной	щелочной
Метиловый оранжевый (метилоранж)	Красный (рН<3,1)	Оранжевый (3,1<рН <4,4)	Желтый (рН>4,4)
Фенофталеин	Бесцветный (рН<8)	Бледно-малиновый (8<рН <9,8)	Малиновый (рН>9,8)
Лакмус	Красный (рН<5)	Фиолетовый (5<рН <8)	Синий (рН>8)

Определение кислотности среды – практически важная аналитическая задача. Многие растворы, используемые в промышленности и сельском хозяйстве, природные объекты (почва), физиологические жидкости (кровь, желудочный сок) должны иметь строго определенное значение рН.

Теоретические вопросы:

1.Дайте определение понятиям «кислота», «основание», «соль» в соответствии с теорией электролитической диссоциации.

2. Что такое основность кислоты? Какова основность H₂SO₄?, H₃PO₄? (Ответ: 2, 3)

3. Что такое кислотность основания? Какова кислотность Bi(OH)₃?, Ca(OH)₂? (Ответ: 3,2)

4. Приведите примеры средней, кислой и основной соли.

5. По какому принципу электролиты подразделяют на сильные и слабые? Приведите примеры сильных и слабых электролитов?

6. Какой показатель является самой удобной характеристикой силы электролита? Почему?

7. Запишите выражение для ионного произведения воды. Чему оно равно при нормальных условиях? Как взаимосвязаны концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в водных растворах?

8. Чему равен водородный показатель рН? Каков его смысл?

9. Изобразите шкалу рН. Какова среда раствора, если его рН равен 5,5? 8?

10. Дайте определение понятию «кислотно-основной индикатор». Какие индикаторы вы знаете?