Расчеты  рН  кислот  и  оснований

Рассмотрим 4  возможных случая:

1. Сильная кислота – НCl, HNO₃, H₂SO4, HClO₄ и др.

HАn <=> H⁺ + An^-           диссоциация идет практически нацело.

[H⁺] = C _{кислоты}

рН = - ℓ g [ H ⁺ ] = - ℓ g C _{кислоты}

 

2. Слабая кислота – H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, H₂SO₃ и др.

HАn <=> H⁺ + An^-          диссоциация идет слабо, меньше 5%

[H⁺]   ≠ С _{кислоты}

[H⁺] = √K_дис ∙ C

pH = 1/2 pK а – 1/2 ℓ g C _{кислоты}

pK _а- силовой показатель кислоты; pK _а= -ℓg K_{дис к-ты}

 

3. Сильное основание (щелочи) LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂

MeOH <=> Me⁺ + OH^-      диссоциация идет полностью.

[ОН^-] = C _{основания}

p[OH^-] = - ℓg[OH^-] = -ℓg C _{основания}

рН = 14 – p[OH^-] = 14 + ℓg C _{основания}

 

4. Слабое основание:    NH₄OH

MeOH <=> Me⁺ + OH^- диссоциация идет не полностью, меньше 5%

[OH^-]     ≠ С _{основания}

[OH^-] = √ K_дис ∙ C

pH = 14 – 1/2 рК_в + 1/2 ℓg C_{основания}

pK_в – силовой показатель основания; pK_в= -ℓg K_{дис осн}

Качественно кислотность среды определяется с помощью индикаторов – веществ, которые меняют свою окраску в зависимости от характера среды. Наиболее распространёнными индикаторами являются: метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В  таблице даны характеристики основных применяемых индикаторов.

Таблица 1. Кислотно-основные индикаторы

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
	в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метиловый оранжевый	красный (рН<3,1)	оранжевый (3,1<рН<4,4)	желтый (рН>4,4)
Метиловый красный	красный (рН<4,2)	оранжевый (4,2<рН<6,3)	желтый (рН>6,3)
Фенолфталеин	бесцветный (рН<8,0)	бледно-малиновый (8,0<рН<9,8)	малиновый (рН>9,8)
Лакмус	красный (рН<5,0)	оранжевый (5,0<рН<8,0)	желтый (рН>8,0)

 

Более точно измерение pH среды проводят с помощью приборов pH –метров. Для многих агрохимических процессов кислотность среды имеет большое значение. Например, pH почвенного раствора – важнейшая характеристика почвы. Растения нормально произрастают только при определенных значениях pH почвенного раствора.

Культура	pH для оптимального роста
Сахарная свёкла, капуста	7.0 – 7.5
Картофель	4.5 – 6.3
огурцы	7.0
морковь	6.5

Буферные растворы

Способность некоторых растворов сохранять постоянное значение рН при добавлении небольших количеств кислот и щелочей называют буферным действием.

Буферные растворы – это растворы с определенной концентрацией свободных водородных ионов (рН), которые незначительно изменяются при разбавлении, концентрировании а так же при добавлении небольших количеств кислот и щелочей, не превышающих некоторых пределов.

 

Примеры буферных растворов:

 

1. Растворы, содержащие  слабую кислоту и её соль, образованную сильным основанием.

СН₃СООН + СН₃СООNa – ацетатный буфер

2. Растворы, содержащие слабое основание и его соль образованную сильной кислотой.

NH₄OH + NH₄Cl – аммиачный буфер (аммонийный буфер)

3. Растворы, содержащие  смесь кислых солей

NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ – фосфатный буфер.

NaHCO₃ + Na₂CO₃ – карбонатный буфер.

В расчетах менее замещенная соль играет роль кислоты.

РН буферных растворов

I. Рассчитаем рН буферного раствора на примере ацетатного буфера:

СН₃СООН + СН₃СООNa

СН₃СООН <=>  CH₃COO^- + H⁺

K_дис = [CH₃COO^-] ∙ [H⁺] / [CH₃COOH]

[H⁺] = K_дис ∙ [CH₃COOH] / [CH₃COO^-]

[CH₃COOH] = C кислоты

[CH3COO^-] = C соли

-lg[H+] = - lg K_дис – lg C кислоты / С соли

рН = рК_а – lg C кислоты /С соли

Если соль и кислота взяты в разных объемах, то формула имеет следующий вид:

рН = рК_а – lg (C кислоты ∙ V кислоты) / (C соли ∙ V соли)

С - молярная концентрация эквивалента.

рКа – силовой показатель кислоты

II. Для аммиачного буфера:

рН = 14 – рК_в + lg (C кислоты ∙ V кислоты) / (C соли ∙ V соли)

рК_в – силовой показатель основания.

Наиболее часто применяют буферные растворы с концентрацией компонентов 0.1 н.

Механизм буферного действия

Буферное действие этих растворов объясняется их способностью связывать как ионы Н⁺, так и ОН^-.

Пример ацетатного буфера:

a) Добавляем кислоту:

СН₃COONa + HCl → C H₃COOH + NaCl

CH3COO^- + Na⁺ + H⁺ + Cl^- → CH₃COOH + Na⁺ + Cl^-

CH3COO^- + H⁺ → CH₃COOH

Добавили сильную кислоту, получилась слабая кислота, рН не изменится.

в) Добавляем  щелочь:

СH₃COOH + NaOH →  CH₃COONa + H₂O

CH₃COOH + Na⁺ + OH^- →  CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O

CH₃COOH + OH^- → CH₃COO^- + H₂O

Добавили сильную щелочь, получился слабый электролит – вода, рН не изменится.

2. Пример аммиачного буфера:

a) Добавляем кислоту:

NH₄OH + HCl → NH₄Cl + H₂O

NH₄OH + H⁺ + Cl^- → NH₄⁺ + Cl^- + H₂O

NH₄OH + H⁺ → NH₄⁺+H₂O

Добавили кислоту, получился слабый электролит – вода, рН не изменится.

в) Добавляем  щелочь:

NH₄Cl + NaOH → NH₄OH + NaCl

NH₄⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- → NH₄OH + Na⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + OH^- → NH₄OH

Добавили щелочь, получился слабый электролит гидроксид  аммония, рН не изменится.

Вывод:   таким образом, способность буферного раствора поддерживать практически постоянной величину рН основана на том, что один компонент раствора связывает ионы [Н+], а другой [ OH -]

Разбавление буферного раствора или его концентрирование путём выпаривания не влияет на pH, т.к. при этом меняется концентрация компонентов буфера, но их отношение остается неизменным.

Буферная ёмкость

Способность буферных растворов сохранять постоянство pH небезгранична. Предел, в котором проявляется буферное действие называется буферной ёмкостью (B). Она определяется количеством эквивалентов  сильной кислоты или щелочи, которое надо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы его pH изменился на 1.

 где  исходное значение,  значение после добавления щелочи или кислоты.

Буферная ёмкость тем выше, чем больше концентрация компонентов буферного раствора. Наибольшей буферной емкостью обладают растворы с одинаковой концентрацией компонентов. В таких растворах всегда  или . Разбавление буферного раствора не влияет на его pH, но сильно сказывается на его буферной ёмкости, она уменьшается.