Водородный показатель ph раствора. Что такое ph среда. Примеры решения индивидуального задания
Вода – очень слабый электролит, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода (H +) и гидроксид-ионы (OH –),
Этому процессу соответствует константа диссоциации:
.
Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды с достаточной точностью равна общей концентрации воды, т. е. 1000/18 = 5,5 моль/дм 3 .
В разбавленных водных растворах концентрация воды мало изменяется и ее можно считать постоянной величиной. Тогда выражение константы диссоциации воды преобразуется следующим образом:
.
Константа , равная произведению концентрации ионов H + и OH – , представляет собой постоянную величину и называется ионным произведением воды . В чистой воде при 25 ºС концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны и составляют
Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами.
Так, при 25 ºС
– нейтральный раствор;
> – кислый раствор;
< – щелочной раствор.
Вместо концентраций ионов H + и OH – удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; обозначаются символами pH и pOH:
;
.
Десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, называется водородным показателем (pH).
Ионы воды в некоторых случаях могут взаимодействовать с ионами растворенного вещества, что приводит к существенному изменению состава раствора и его pH.
Таблица 2
Формулы расчета водородного показателя (рН)
* Значения констант диссоциации (K ) указаны в приложении 3.
pK = – lgK ;
HAn – кислота; KtOH – основание; KtAn – соль.
При вычислениях pH водных растворов необходимо:
1. Определить природу веществ, входящих в состав растворов, и подобрать формулу для расчета pH (таблица 2).
2. Если в растворе присутствует слабая кислота или основание, найти по справочнику или в приложении 3 pK этого соединения.
3. Определить состав и концентрацию раствора (С ).
4. Подставить численные значения молярной концентрации (С
) и рK
в расчетную формулу и вычислить рН раствора.
В таблице 2 приведены формулы расчета pH в растворах сильных и слабых кислот и оснований, буферных растворах и растворах солей, подвергающихся гидролизу.
Если в растворе присутствует только сильная кислота (HАn), которая является сильным электролитом и практически полностью диссоциирует на ионы 
, то водородный показатель (pH)
будет зависеть от концентрации ионов водорода (H +) в данной кислоте и определяться по формуле (1).
Если в растворе присутствует только сильное основание , которое является сильным электролитом и практически полностью диссоциирует на ионы , то водородный показатель (pH) будет зависеть от концентрации гидроксид-ионов (OH –) в растворе и определяться по формуле (2).
Если в растворе присутствует только слабая кислота или только слабое основание, то pH таких растворов определяется по формулам (3), (4).
Если в растворе присутствует смесь сильной и слабой кислот, то ионизация слабой кислоты практически подавлена сильной кислотой, поэтому при расчете рН в таких растворах пренебрегают присутствием слабых кислот и используют формулу расчета, применяемую для сильных кислот, (1). Такие же рассуждения верны и для случая, когда в растворе присутствует смесь сильного и слабого оснований. Вычисления рН ведут по формуле (2).
Если в растворе присутствует смесь сильных кислот или сильных оснований, то вычисления рН ведут по формулам расчета рН для сильных кислот (1) или оснований (2), предварительно просуммировав концентрации компонентов.
Если же раствор содержит сильную кислоту и ее соль или сильное основание и его соль, то рН зависит только от концентрации сильной кислоты или сильного основания и определяется по формулам (1) или (2).
Если в растворе присутствует слабая кислота и ее соль (например, CH 3 COOH и CH 3 COONa; HCN и KCN) или слабое основание и его соль (например, NH 4 OH и NH 4 Cl), то эта смесь представляет собой буферный раствор и рН определяется по формулам (5), (6).
Если в растворе присутствует соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием (гидролизуется по катиону) или слабой кислотой и сильным основанием (гидролизуется по аниону), слабой кислотой и слабым основанием (гидролизуется по катиону и аниону), то эти соли, подвергаясь гидролизу, изменяют величину рН, а расчет ведется по формулам (7), (8), (9).
Пример 1. Вычислите pH водного раствора соли NH 4 Br с концентрацией .
Решение. 1. В водном растворе соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону согласно уравнениям:
В водном растворе в избытке остаются ионы водорода (Н +).
2. Для вычисления pH воспользуемся формулой расчета водородного показателя для соли, подвергающейся гидролизу по катиону:
.
Константа диссоциации слабого основания 
(рK
= 4,74).
3. Подставим численные значения в формулу и вычислим водородный показатель:
.
Пример 2.
Вычислите pH водного раствора, состоящего из смеси гидроксида натрия, 
моль/дм 3 и гидроксида калия, 
моль/дм 3 .
Решение. 1. Гидроксид натрия (NaOH) и гидроксид калия (KOH) относятся к сильным основаниям, которые практически полностью диссоциируют в водных растворах на катионы металла и гидроксид-ионы:
2. Водородный показатель будет определяться суммой гидроксид-ионов. Для этого суммируем концентрации щелочей:
3. Вычисленную концентрацию подставим в формулу (2) для вычисления pH сильных оснований:
Пример 3. Рассчитайте pH буферного раствора, состоящего из 0,10 М раствора муравьиной кислоты и 0,10 М раствора формиата натрия, разбавленного в 10 раз.
Решение.
1. Муравьиная кислота HCOOH – слабая кислота, в водном растворе лишь частично диссоциирует на ионы, в приложении 3 находим муравьиной кислоты 
:
2. Формиат натрия HCOONa – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием; гидролизуется по аниону, в растворе появляется избыток гидроксид-ионов :
3. Для вычисления pH воспользуемся формулой для вычисления водородных показателей буферных растворов, образованных слабой кислотой и ее солью, по формуле (5)
Подставим численные значения в формулу и получим
4. Водородный показатель буферных растворов при разбавлении не изменяется. Если раствор разбавить в 10 раз, его рН сохранится равным 3,76.
Пример 4. Вычислите водородный показатель раствора уксусной кислоты концентрации 0,01 М, степень диссоциации которой равна 4,2 %.
Решение. Уксусная кислота относится к слабым электролитам.
В растворе слабой кислоты концентрация ионов меньше концентрации самой кислоты и определяется как a ∙C.
Для вычисления рН воспользуемся формулой (3):
Пример 5.
К 80 см 3 0,1 н раствора СН 3 СООН прибавили 20 см 3 0,2
н раствора CH 3 COONa. Рассчитайте рН полученного раствора, если K
(СН 3 СООН) = 1,75∙10 –5 .
Решение. 1. Если в растворе находятся слабая кислота (СН 3 СООН) и ее соль (CH 3 COONa), то это буферный раствор. Рассчитываем рН буферного раствора данного состава по формуле (5):
2. Объем раствора, полученного после сливания исходных растворов, равен 80 + 20 = 100 см 3 , отсюда концентрации кислоты и соли будут равны:
3. Полученные значения концентраций кислоты и соли подставим
в формулу
.
Пример 6. К 200 см 3 0,1 н раствора соляной кислоты добавили 200 см 3 0,2 н раствора гидроксида калия, определить рН полученного раствора.
Решение. 1. Между соляной кислотой (HCl) и гидроксидом калия (KOH) протекает реакция нейтрализации, в результате которой образуется хлорид калия (KCl) и вода:
HCl + KOH → KCl + H 2 O.
2. Определим концентрацию кислоты и основания:
По реакции HCl и KOH реагируют как 1: 1, поэтому в таком растворе в избытке остается KOH с концентрацией 0,10 – 0,05 = 0,05 моль/дм 3 . Так как соль KCl гидролизу не подвергается и не изменяет рН воды, то на величину рН окажет влияние находящийся в избытке в этом растворе гидроксид калия. KOH является сильным электролитом, для расчета рН используем формулу (2):
135. Сколько граммов гидроксида калия содержится в 10 дм 3 раствора, водородный показатель которого равен 11?
136. Водородный показатель (рН) одного раствора равен 2, а другого – 6. В 1 дм 3 какого раствора концентрация ионов водорода больше и во сколько раз?
137. Укажите реакцию среды и найдите концентрацию и ионов в растворах, для которых рН равен: а) 1,6; б) 10,5.
138. Вычислите рН растворов, в которых концентрация равна (моль/дм 3): а) 2,0∙10 –7 ; б) 8,1∙10 –3 ; в) 2,7∙10 –10 .
139. Вычислите рН растворов, в которых концентрация ионов равна (моль/дм 3): a) 4,6∙10 –4 ; б) 8,1∙10 –6 ; в) 9,3∙10 –9 .
140. Вычислите молярную концентрацию одноосновной кислоты (НАn) в растворе, если: а) рН = 4, α = 0,01; б) рН = 3, α = 1 %; в) pH = 6,
α = 0,001.
141. Вычислите рН 0,01 н раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,042.
142. Вычислите рН следующих растворов слабых электролитов:
а) 0,02 М NH 4 OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,05 н HCOOH; г) 0,01 М CH 3 COOH.
143. Чему равна концентрация раствора уксусной кислоты, рН которой равен 5,2?
144. Определите молярную концентрацию раствора муравьиной кислоты (HCOOH), рН которого 3,2 (K НСООН = 1,76∙10 –4).
145. Найдите степень диссоциации (%) и 0,1 М раствора СН 3 СООН, если константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,75∙10 –5 .
146. Вычислите и рН 0,01 М и 0,05 н растворов H 2 SO 4 .
147. Вычислите и рН раствора H 2 SO 4 с массовой долей кислоты 0,5 % (ρ = 1,00 г/см 3).
148. Вычислите pH раствора гидроксида калия, если в 2 дм 3 раствора содержится 1,12 г KОН.
149. Вычислите и pH 0,5 М раствора гидроксида аммония. = 1,76∙10 –5 .
150. Вычислите рН раствора, полученного при смешивании 500 см 3 0,02 М CH 3 COOH с равным объемом 0,2 М CH 3 COOK.
151. Определите pH буферной смеси, содержащей равные объемы растворов NH 4 OH и NH 4 Cl с массовыми долями 5,0 %.
152. Вычислите, в каком соотношении надо смешать ацетат натрия и уксусную кислоту, чтобы получить буферный раствор с pH = 5.
153. В каком водном растворе степень диссоциации наибольшая: а) 0,1 М СН 3 СООН; б) 0,1 М НСООН; в) 0,1 М HCN?
154. Выведите формулу для расчета рН: а) ацетатной буферной смеси; б) аммиачной буферной смеси.
155. Вычислите молярную концентрацию раствора HCOOH, имеющего pH = 3.
156. Как изменится рН, если вдвое разбавить водой: а) 0,2 М раствор HCl; б) 0,2 М раствор СН 3 СООН; в) раствор, содержащий 0,1 М СН 3 СООН и 0,1 М СН 3 СООNa?
157*. 0,1 н раствор уксусной кислоты нейтрализовали 0,1 н раствором гидроксида натрия на 30 % своей первоначальной концентрации. Определите рН полученного раствора. 
158*. К 300 см 3 0,2 М раствора муравьиной кислоты (K = 1,8∙10 –4) прибавили 50 см 3 0,4 М раствора NaOH. Измерили рН и затем раствор разбавили в 10 раз. Рассчитайте рН разбавленного раствора.
159*. К 500 см 3 0,2 М раствора уксусной кислоты (K = 1,8∙10 –5) прибавили 100 см 3 0,4 М раствора NaOH. Измерили рН и затем раствор разбавили в 10 раз. Рассчитайте рН разбавленного раствора, напишите уравнения химической реакции.
160*. Для поддержания необходимого значения рН химик приготовил раствор: к 200 см 3 0,4 М раствора муравьиной кислоты прибавил 10 см 3 0,2 % раствора KОН (p = 1 г/см 3) и полученный объем разбавил в 10 раз. С каким значением рН получен раствор? (K HCOOH = 1,8∙10 –4).
История
Уравнения, связывающие pH и pOH
Вывод значения pH
В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода () и гидроксид-ионов () одинаковы и составляют 10 -7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды , которое равно · и составляет 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).
Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания - наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда > говорят, что раствор является кислым , а при > - щелочным .
Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем - pH).
pOH
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина - показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :
как в любом водном растворе при 22 °C = 1,0 ×10 − 14 , очевидно, что при этой температуре:
Значения pH в растворах различной кислотности
- Вопреки распространённому мнению, pH может изменяться не только в интервале от 0 до 14, а может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода = 10 -15 моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.
|
Так как при 25 °C (стандартных условиях) · = 10 -14 , то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.
Так как в кислых растворах > 10 -7 , то pH кислых растворов pH < 7, аналогично pH щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа диссоциации воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH < 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH -); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.
Методы определения значения pH
Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.
- Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы - органические вещества-красители , цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус , фенолфталеин , метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах - либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1-2 единицы.
Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый , зелёный , синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
- Использование специального прибора - pH-метра - позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, включающей специальный стеклянный электрод , потенциал которого зависит от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
- Аналитический объёмный метод - кислотно-основное титрование - также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности - момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, - фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
- Влияние температуры на значения pH
0.001 мол/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3
0.001 мол/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83
Что такое pH . Водородный показатель. Кислые и основные (щелочные) свойства растворов / сред.
pH = -log , или еще строже говоря pH = -log (химики утверждают, что именно в таком виде положительный ион водорода живет в водном растворе). pH показывает кислотно / щелочной балласнс раствора, а не кислотность или щелочность (основность) отдельно.
pH измеряется в степенях числа 10. Концентрация ионов водорода в растворесс pH 1.0 в 10 раз выше, чем концентрация ионов водорода в растворе с pH 2.0. Чем выше концентрация ионов водорода, тем ниже pH
- при pH > 7 раствор щелочной (основной)
- при pH < 7 раствор кислый, или кислотный
В чистой нейтральной воде концентрация ионов водорода и гидроксильных ионов = гидроксид-ионов = OH — обе равны 10 -7 моль/л.
| pH | Концентрация ионов моль/л | Тип раствора / какие ионы |
| 0 | 1.0 | Кислотный раствор (кислый)
/
|
| 1 | 0.1 | |
| 2 | 0.01 | |
| 3 | 0.001 | |
| 4 | 0.0001 | |
| 5 | 0.00001 | |
| 6 | 0.000001 | |
| 7 | 0.0000001 | Нейтральный раствор |
| 8 | 0.000001 | Основной (щелочной) раствор /
гидроксильные ионы OH — |
| 9 | 0.00001 | |
| 10 | 0.0001 | |
| 11 | 0.001 | |
| 12 | 0.01 | |
| 13 | 0.1 | |
| 14 | 1.0 |
В целом химическая теория — сложнее, но pH отличный практический показатель «кислотности» ,» щелочности» и «нейтральности».
Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора. Лакмус, фенолфтолеин, метилоранж.
* [ x ] — концентрация ионов ‘x’
Таблица pH бытовых веществ, материалов и продуктов.
| Вещество | pH |
|---|---|
| Электролит в свинцовых аккумуляторах | <1.0 |
| Желудочный сок | 1,0-2,0 |
| Лимонный сок | 2,5±0,5 |
| Лимонад Кола | 2,5 |
| Уксус | 2,9 |
| Яблочный сок | 3,5±1,0 |
| Пиво | 4,5 |
| Кофе | 5,0 |
| Модный шампунь | 5,5 |
| Чай | 5,5 |
| Кислотный дождь | < 5,6 |
| Кожа здорового человека | ~6,5 |
| Слюна | 6,35-6,85 |
| Молоко | 6,6-6,9 |
| Чистая вода | 7,0 |
| Кровь | 7,36-7,44 |
| Морская вода | 8,0 |
| Мыло (жировое) для рук | 9,0-10,0 |
| Нашатырный спирт | 11,5 |
| Отбеливатель (хлорка) | 12,5 |
| Раствор соды | 13,5 |
Водородный показатель (pH) некоторых распространенных продуктов питания.
|
Продукт |
Приблизительный |
Продукт |
Приблизительный |
| Абрикосовый нектар | 3.8 | Малина | 3.2 — 3.6 |
| Абрикосы | 3.3 — 4.8 | Мамалыга | 6.8 — 8.0 |
| Авокадо | 6.3 — 6.6 | Манго | 5.8 — 6.0 |
| Алое Вера | 6.1 | Маслины | 6.0 — 7.0 |
| Апельсины | 3.0 — 4.0 | Масло | 6.1 — 6.4 |
| Арахисовое масло | 6.3 | Меласса (черная патока) | 4.9 — 5.4 |
| Арбуз | 5.2 — 5.6 | Молоко | 6.4 — 6.8 |
| Артишоки | 5.5 — 6.0 | Морковь | 5.9 — 6.3 |
| Бананы | 4.5 — 5.2 | Морское ушко | 6.1 — 6.5 |
| Батат (сладкий картофель) | 5.3 — 5.6 | Мука пшеничная | 5.5 — 6.5 |
| Батат (сладкий картофель), вареный. |
5.5 — 6.8 | Мякоть томата | 4.3 — 4.5 |
| Белый хлеб | 5.0 — 6.2 | Нектарины | 3.9 — 4.2 |
| Бобы | 5.6 — 6.5 | Овощной сок | 3.9 — 4.3 |
| Брокколи | 5.3 | Окунь, морской, жаренный | 6.6 — 6.8 |
| Вино | 2.8 — 3.8 | Оливки | 3.6 — 3.6 |
| Виноград | 3.5 — 4.5 | Пахта | 4.4 — 4.8 |
| Вишня | 3.2 — 4.5 | Персики | 3.4 — 4.1 |
| Газированные напитки | 2.0 — 4.0 | Печень трески | 6.2 |
| Горох | 5.8 — 6.4 | Пиво | 4.0 — 5.0 |
| Горчица | 3.5 — 6.0 | Питьевая вода | 6.5 — 8.0 |
| Грейпфрут | 3.0 — 3.7 | Помидоры | 4.3 — 4.9 |
| Груши | 3.6 — 4.0 | Ревень | 3.1 — 3.2 |
| Дыня | 6.0 — 6.7 | Сардины | 5.7 — 6.6 |
| Ежевика | 3.9 — 4.5 | Свежие яйца | 7.6 — 8.0 |
| Изюм | 2.8 — 3.0 | Свекла | 4.9 — 6.6 |
| Кактус | 4.7 | Сельдерей | 5.7 — 6.0 |
| Кальмары | 5.8 | Сельдь | 6.1 |
| Каперсы | 6.0 | Сидр | 2.9 — 3.3 |
| Капуста | 5.2 — 5.4 | Соевое молоко | 7.0 |
| Каракатица | 6.3 | Соевый соус | 4.4 — 5.4 |
| Карп | 6.0 | Соус Карри | 6.0 |
| Картофель | 5.6 — 6.0 | Соус Чили | 2.8 — 3.7 |
| Кетчуп | 3.9 | Спаржа | 6.0 — 6.7 |
| Кислая капуста | 3.4 — 3.6 | Сыр | 4.8 — 6.4 |
| Кленовый сироп | 4.6 — 5.5 | Томатный сок | 4.1 — 4.6 |
| Клубника, земляника | 3.0 — 3.9 | Тунец | 5.9 -6.1 |
| Клубничный (земляничный) джем | 3.0 — 3.4 | Турнепс (репа) | 5.2 — 5.6 |
| Клюквенный сок | 2.3 — 2.5 | Тыква | 4.8 — 5.2 |
| Кокос | 5.5 — 7.8 | Уксус | 2.4 — 3.4 |
| Кокосовое молоко | 6.1 — 7.0 | Уксус яблочный | 3.1 |
| Крабовое мясо | 6.5 — 7.0 | Устрицы | 5.7 — 6.2 |
| Красный перец | 4.6 — 5.2 | Финики | 6.5 — 8.5 |
| Креветки | 6.8 — 7.0 | Фруктовое желе | 2.8 — 3.4 |
| Крекеры | 6.5 — 8.5 | Фруктовый джем | 3.5 — 4.0 |
| Крыжовник | 2.8 — 3.1 | Фруктовый коктейль | 3.6 — 4.0 |
| Кукуруза | 5.9 — 7.3 | Херес | 3.4 |
| Курага(сушеные абрикосы) | 3.4 — 3.8 | Хрен | 5.4 |
| Лайм | 1.8 — 2.0 | Чай | 7.2 |
| Лаймовый сок | 2.0 — 2.4 | Черника | 3.1 — 3.4 |
| Лимоны | 2.2 — 2.4 | Шпинат | 5.5 — 6.8 |
| Лимонный сок | 2.0 — 2.6 | Яблоки | 3.3 — 3.9 |
| Лосось | 6.1 — 6.3 | ||
| Лук-порей | 5.5 — 6.2 |
Таблица. Значения pH оснований, щелочей (растворы)
Значения pH для некоторых распространенных оснований и щелочей приведены в таблице ниже.
|
Основания, щелочи |
Нормальность раствора |
|
| Аммиак /Ammonia | н. | 11.5 |
| Аммиак /Ammonia | 0.1 н. | 11.1 |
| Аммиак /Ammonia | 0.01 н. | 10.6 |
| Ацетат натрия / Sodium acetate | 0.1 н. | 8.9 |
| Барбитал — натрий / Barbital sodium | 0.1 н. | 9.4 |
| Бензойнокислый натрий /Sodium benzoate | 0.1 н. | 8.0 |
| Бикарбонат калия / Potassium bicarbonate | 0.1 н. | 8.2 |
| Бикарбонат натрия /Sodium bicarbonate | 0.1 н. | 8.4 |
| Гидроокись железа /Ferrous hydroxide | насыщенный | 9.5 |
| н. | 14.0 | |
| Гидроокись калия / Potassium hydroxide | 0.1 н. | 13.0 |
| Гидроокись калия / Potassium hydroxide | 0.01 н. | 12.0 |
| Гидроокись кальция /Calcium hydroxide | насыщенный | 12.4 |
| н. | 14.0 | |
| Гидроокись натрия / Sodium hydroxide | 0.1 н. | 13.0 |
| Гидроокись натрия / Sodium hydroxide | 0.01 н. | 12.0 |
| Карбонат кальция / Calcium carbonate | насыщенный | 9.4 |
| Метасиликат натрия / Sodium metasilicate | 0.1 н. | 12.6 |
| Оксид магнияия / Magnesia | насыщенный | 10.5 |
| Пироборнокислый натрий (Бура)/ Borax | 0.01 н. | 9.2 |
| Сесвикарбонат натрия / Sodium sesquicarbonate | 0.1 н. | 10.1 |
| Тринатрийфосфат / Trisodium phosphate | 0.1 н. | 12.0 |
| Углекислый калий / Potassium carbonate | 0.1 н. | 11.5 |
| Углекислый натрий / Sodium carbonate | 0.1 н. | 11.6 |
| Уксуснокислый калий / Potassium acetate | 0.1 н. | 9.7 |
| Цианид калия / Potassium cyanide | 0.1 н. | 11.0 |
Таблица значений PH кислот. (Растворов).
В таблице представлены серная, уксусная и другие распространенные кислоты.
pH- это мера активности ионов водорода в растворах, и, таким образом, их кислотности или щелочности. Таким образом, в таблице ниже указана кислотность некоторых обычных кислот.
|
Кислота |
Нормальность раствора |
|
| Азотная / Nitric | 0.1н. | 1.0 |
| Алюминиевые квасцы / Alum | 0.1 н. | 3.2 |
| Бензойная / Benzoic | 0.1 н. | 3.0 |
| Борная / Boric | 0.1 н. | 5.2 |
| Винная / Tartaric | 0.1 н. | 2.2 |
| Желудочный сок / Stomach Acid | 1 | |
| Лимонная / Citric | 0.1н. | 2.2 |
| Лимонный сок / Lemon Juice | 2 | |
| Молочная / Lactic | 0.1 н. | 2.4 |
| Муравьиная / Formic | 0.1 н. | 2.3 |
| Мышьяковистая / Arsenious | насыщенный | 5.0 |
| Оксиянтарная (яблочная) / Malic | 0.1 н. | 2.2 |
| Ортофосфорная / Orthophosphoric | 0.1 н. | 1.5 |
| Салициловая / Salicylic | насыщенный | 2.4 |
| Серная / Sulfuric | н. | 0.3 |
| Серная / Sulfuric | 0.1 н. | 1.2 |
| Серная / Sulfuric | 0.01 н. | 2.1 |
| Сернистая / Sulfurous | 0.1 н. | 1.5 |
| Сероводородная / Hydrogen sulfide | 0.1 н. | 4.1 |
| Трихлороуксусная / Trichloracetic | 0.1 н. | 1.2 |
| Угольная (Углеродная) / Carbonic | насыщенный | 3.8 |
| Уксус столовый (3-15%) / Vinegar | 3 | |
| Уксусная / Acetic | 2.4 | |
| Уксусная / Acetic | 0.1 н. | 2.9 |
| Уксусная / Acetic | 0.01 н. | 3.4 |
| н. | 0.1 | |
| Хлористоводородная / Hydrochloric | 0.1 н. | 1.1 |
| Хлористоводородная / Hydrochloric | 0.01 н. | 2.0 |
| Цианистоводородная (синильная) / Hydrocyanic | 0.1 н. | 5.1 |
| Щавелевая / Oxalic | 0.1 н. | 1.3 |
| Янтарная / Succinic | 0.1н. | 2.7 |
Вспомните:
Реакция нейтрализации — это реакция между кислотой и щелочью, в результате которой образуются соль и вода;
Под чистой водой химики понимают химически чистую воду, не содержащую никаких примесей и растворенных солей, т. е. дистиллированную воду.
Кислотность среды
Для различных химических, промышленных и биологических процессов очень важной характеристикой является кислотность растворов, характеризующая содержание кислот или щелочей в растворах. Поскольку кислоты и щелочи являются электролитами, то для характеристики кислотности среды используют содержание ионов H+ или OH - .
В чистой воде и в любом растворе вместе с частицами растворенных веществ присутствуют также ионы H+ и OH - . Это происходит благодаря диссоциации самой воды. И хотя мы считаем воду неэлектролитом, тем не менее она может диссоциировать: H 2 O ^ H+ + OH - . Но этот процесс происходит в очень незначительной степени: в 1 л воды на ионы распадается только 1 . 10 -7 моль молекул.
В растворах кислот в результате их диссоциации появляются дополнительные ионы H+. В таких растворах ионов H+ значительно больше, чем ионов OH - , образовавшихся при незначительной диссоциации воды, поэтому эти растворы называют кислотными (рис. 11.1, слева). Принято говорить, что в таких растворах кислотная среда. Чем больше ионов H+ содержится в растворе, тем больше кислотность среды.
В растворах щелочей в результате диссоциации, наоборот, преобладают ионы OH - , а катионы H+ ввиду незначительной диссоциации воды почти отсутствуют. Среда таких растворов щелочная (рис. 11.1, справа). Чем выше концентрация ионов OH - , тем более щелочной является среда раствора.
В растворе поваренной соли количество ионов H+ и OH - одинаково и равно 1 . 10 -7 моль в 1 л раствора. Такую среду называют нейтральной (рис. 11.1, по центру). Фактически это означает, что раствор не содержит ни кислоты, ни щелочи. Нейтральная среда характерна для растворов некоторых солей (образованных щелочью и сильной кислотой) и многих органических веществ. У чистой воды также нейтральная среда.
Водородный показатель
Если сравнивать вкус кефира и лимонного сока, то можно смело утверждать, что лимонный сок намного кислее, т. е. кислотность этих растворов разная. Вы уже знаете, что в чистой воде также содержатся ионы H+, но кислого вкуса воды не ощущается. Это объясняется слишком малой концентрацией ионов H+. Часто бывает недостаточно сказать, что среда кислотная или щелочная, а необходимо количественно ее охарактеризовать.
Кислотность среды количественно характеризуют водородным показателем pH (произносится «пэ-аш»), связанным с концентрацией
ионов Гидрогена. Значение pH соответствует определенному содержанию катионов Гидрогена в 1 л раствора. В чистой воде и в нейтральных растворах в 1 л содержится 1 . 10 7 моль ионов H+, а значение pH равно 7. В растворах кислот концентрация катионов H+ больше, чем в чистой воде, а в щелочных растворах меньше. В соответствии с этим меняется и значение водородного показателя pH: в кислотной среде он находится в пределах от 0 до 7, а в щелочных — от 7 до 14. Впервые водородный показатель предложил использовать датский химик Педер Сёренсен.
Вы могли заметить, что значение pH связано с концентрацией ионов H+. Определение pH напрямую связано с вычислением логарифма числа, которое вы будете изучать на уроках математики в 11 классе. Но взаимосвязь между содержанием ионов в растворе и значением pH можно проследить по следующей схеме:
Значение рН водных растворов большинства веществ и природных растворов находится в интервале от 1 до 13 (рис. 11.2).
Рис. 11.2. Значение рН различных природных и искусственных растворов
Сёрен Педер Лауриц Сёренсен
Датский физико-химик и биохимик, президент Датского королевского общества. Окончил Копенгагенский университет. В 31 год стал профессором Датского политехнического института. Возглавлял престижную физико-химическую лабораторию при пивоваренном заводе Карлсберга в Копенгагене, где сделал свои главные научные открытия. Основная научная деятельность посвящена теории растворов: он ввел понятие о водородном показателе (рН), изучал зависимость активности ферментов от кислотности растворов. За научные достижения Сёренсен внесен в перечень «100 выдающихся химиков XX века», но в истории науки он остался прежде всего как ученый, который ввел понятия «рН» и «рН-метрия».
Определение кислотности среды
Для определения кислотности раствора в лабораториях чаще всего используют универсальный индикатор (рис. 11.3). По его окраске можно определить не только наличие кислоты или щелочи, но и значение рН раствора с точностью до 0,5. Для более точного измерения рН существуют специальные приборы — рН-метры (рис. 11.4). Они позволяют определить рН раствора с точностью до 0,001-0,01.
Используя индикаторы или рН-метры, можно следить за тем, как протекают химические реакции. Например, если к раствору натрий гидроксида приливать хлоридную кислоту, то произойдет реакция нейтрализации:
Рис. 11.3. Универсальным индикатором определяют приблизительное значение рН
Рис. 11.4. Для измерения pH растворов используют специальные приборы — рН-метры: а — лабораторный (стационарный); б — портативный
В этом случае растворы реагентов и продуктов реакции бесцветны. Если же в исходный раствор щелочи поместить электрод рН-метра, то о полной нейтрализации щелочи кислотой можно судить по значению рН образованного раствора.
Применение водородного показателя
Определение кислотности растворов имеет большое практическое значение во многих областях науки, промышленности и других сферах жизни человека.
Экологи регулярно измеряют рН дождевой воды, воды рек и озер. Резкое повышение кислотности природных вод может быть следствием загрязнения атмосферы или попадания в водоемы отходов промышленных предприятий (рис. 11.5). Такие изменения влекут за собой гибель растений, рыбы и других обитателей водоемов.
Водородный показатель очень важен для изучения и наблюдения процессов, происходящих в живых организмах, т. к. в клетках протекают многочисленные химические реакции. В клинической диагностике определяют pH плазмы крови, мочи, желудочного сока и др. (рис. 11.6). Нормальное значение pH крови — от 7,35 до 7,45. Даже небольшое изменение pH крови человека вызывает серьезные заболевания, а при рН = 7,1 и ниже начинаются необратимые изменения, которые могут привести к смерти.
Для большинства растений важна кислотность почвы, поэтому агрономы заранее проводят анализ почв, определяя их рН (рис. 11.7). Если кислотность слишком велика для определенной культуры, почву известкуют — добавляют мел или известь.
В пищевой промышленности при помощью кислотно-основных индикаторов проводят контроль качества продуктов питания (рис. 11.8). Например, в норме для молока pH = 6,8. Отклонение от этого значения свидетельствует либо о наличии посторонних примесей, либо о его скисании.
Рис. 11.5. Влияние уровня pH воды в водоемах на жизнедеятельность растений в них
Важным является значение pH для косметических средств, которые мы используем в быту. В среднем для кожи человека pH = 5,5. Если кожа контактирует со средствами, кислотность которых существенно отличается от этого значения, то это влечет преждевременное старение кожи, ее повреждение или воспаление. Было замечено, что у прачек, которые длительное время использовали для стирки обычное хозяйственное мыло (pH = 8-10) или стиральную соду (Na 2 CO 3 , pH = 12-13), кожа рук становилась очень сухой и покрывалась трещинами. Поэтому очень важно использовать различные косметические средства (гели, кремы, шампуни и т. д.) с pH, близким к естественному pH кожи.
ЛАБОРАТОРНЫЕ ОПЫТЫ № 1-3
Оборудование: штатив с пробирками, пипетка.
Реактивы: вода, хлоридная кислота, растворы NaCl, NaOH, столовый уксус, универсальный индикатор (раствор или индикаторная бумага), пищевые продукты и косметическая продукция (например, лимон, шампунь, зубная паста, стиральный порошок, газированные напитки, соки и т. д.).
Правила безопасности:
Для опытов используйте небольшие количества реактивов;
Остерегайтесь попадания реактивов на кожу, в глаза; при попадании едкого вещества смойте его большим количеством воды.
Определение ионов Гидрогена и гидроксид-ионов в растворах. Установление приблизительного значения pH воды, щелочных и кислых растворов
1. В пять пробирок налейте по 1-2 мл: в пробирку № 1 — воды, № 2 — хлоридной кислоты, № 3 — раствора натрий хлорида, № 4 — раствора натрий гидроксида и № 5 — столового уксуса.
2. В каждую пробирку добавьте по 2-3 капли раствора универсального индикатора или опустите индикаторную бумагу. Определите pH растворов, сравнивая цвет индикатора по эталонной шкале. Сделайте выводы о наличии в каждой пробирке катионов Гидрогена или гидроксид-ионов. Составьте уравнения диссоциации этих соединений.
Исследование pH пищевой и косметической продукции
Испытайте универсальным индикатором образцы пищевых продуктов и косметической продукции. Для исследования сухих веществ, например, стирального порошка, их необходимо растворить в небольшом количестве воды (1 шпатель сухого вещества на 0,5-1 мл воды). Определите pH растворов. Сделайте выводы о кислотности среды в каждом из исследованных продуктов.
Ключевая идея
Контрольные вопросы
130. Наличием каких ионов в растворе обусловлена его кислотность?
131. Какие ионы содержатся в избытке в кислотных растворах? в щелочных?
132. Какой показатель количественно описывает кислотность растворов?
133. Каково значение рН и содержание ионов H+ в растворах: а) нейтральных; б) слабокислотных; в) слабощелочных; г) сильнокислотных; д) сильнощелочных?
Задания для усвоения материала
134. Водный раствор некоторого вещества имеет щелочную среду. Каких ионов больше в этом растворе: H+ или OH - ?
135. В двух пробирках находятся растворы нитратной кислоты и нитрата калия. Какие индикаторы можно использовать для определения, в какой пробирке содержится раствор соли?
136. В трех пробирках находятся растворы барий гидроксида, нитратной кислоты и кальций нитрата. Как с помощью одного реактива распознать эти растворы?
137. Из приведенного перечня выпишите отдельно формулы веществ, растворы которых имеют среду: а) кислотную; б) щелочную; в) нейтральную. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, KNO 3 .
138. Дождевая вода имеет рН = 5,6. Что это означает? Какое вещество, содержащееся в воздухе, при растворении в воде определяет такую кислотность среды?
139. Какая среда (кислотная или щелочная): а) в растворе шампуня (рН = 5,5);
б) в крови здорового человека (рН = 7,4); в) в желудочном соке человека (рН = 1,5); г) в слюне (рН = 7,0)?
140. В составе каменного угля, используемого на теплоэлектростанциях, содержатся соединения Нитрогена и Сульфура. Выброс в атмосферу продуктов сжигания угля приводит к образованию так называемых кислотных дождей, содержащих небольшие количества нитратной или сульфитной кислот. Какие значения рН характерны для такой дождевой воды: больше 7 или меньше 7?
141. Зависит ли рН раствора сильной кислоты от ее концентрации? Ответ обоснуйте.
142. К раствору, содержащему 1 моль калий гидроксида, прилили раствор фенолфталеина. Изменится ли окраска этого раствора, если к нему добавить хлоридную кислоту количеством вещества: а) 0,5 моль; б) 1 моль;
в) 1,5 моль?
143. В трех пробирках без надписей находятся бесцветные растворы натрий сульфата, натрий гидроксида и сульфатной кислоты. Для всех растворов измерили значение рН: в первой пробирке — 2,3, во второй — 12,6, в третьей — 6,9. В какой пробирке содержится какое вещество?
144. Ученик купил в аптеке дистиллированную воду. рН-метр показал, что значение рН этой воды равно 6,0. Затем ученик прокипятил эту воду в течение длительного времени, заполнил контейнер до верха горячей водой и закрыл крышкой. Когда вода остыла до комнатной температуры, рН-метр определил значение 7,0. После этого ученик трубочкой пропускал воздух через воду, и рН-метр снова показал 6,0. Как можно объяснить результаты этих измерений рН?
145. Как вы считаете, почему в двух бутылках уксуса от одного производителя могут содержаться растворы с несколько различными значениями рН?
Это материал учебника
Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH - piː"eɪtʃ, «пи эйч») - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр: История Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода, или pondus hydrogeni - вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную −lg X, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H +), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов. Уравнения, связывающие pH и pOH Вывод значения pH В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода () и гидроксид-ионов () одинаковы и составляют 10 −7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно · и составляет 10 −14 моль²/л² (при 25 °C). Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания - наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда > говорят, что раствор является кислым, а при > - щелочным. Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем - pH. pOH Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина - показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − : как в любом водном растворе при 25 °C , очевидно, что при этой температуре: Значения pH в растворах различной кислотности
- Вопреки распространённому мнению, pH может изменяться не только в интервале от 0 до 14, а может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода = 10 −15 моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.
|
- Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы - органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах - либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1–2 единицы.
- Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
- Использование специального прибора - pH-метра - позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, включающей специальный стеклянный электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
- Аналитический объёмный метод - кислотно-основное титрование - также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности - момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, - фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
- Влияние температуры на значения pH
