Водородный показатель среды рн

Цель работы: определение водород­ного показателя среды методами рН-метрии и визуального колориметрирования; проведение расчетов рН водных растворов сильных и слабых кислот и оснований.

 

Водородный показатель среды водного раствора электролита рН равен взятому с обратным знаком десятичному логариф­му активности ионов водорода в этом растворе:

Среда водного раствора электролита может быть кислой, нейтральной или щелочной. Носителями кислотных свойств являются ионы Н⁺, а основных – ионы ОН^-, поэтому в кислых растворах > , а в щелочных – < . Растворы, в которых = ,называют нейтральными.

При электролитической диссоциации воды образуется равное количество ионов Н⁺ и ОН^-:

Н₂О Û Н⁺ + ОН^-

Константа диссоциации воды при 295 К равна 1,8´10^-16, а при той же температуре равна примерно 55,56 моль/л:

 

 

Отсюда = 1,8´10^-16´55,56 = 10^-14.

Величина K_w = называется ионным произведением воды. При 295 К K_w = 10^-14. В нейтральных растворах моль/л (рН = 7), в кислых растворах моль/л (рН < 7), в щелочных растворах моль/л (рН > 7).

Наряду с показателем рН используется показатель рОН:

 

Исходя из значения ионного произведения воды К_w при 295 К

рН + рОН = 14.

При расчете водородного показателя среды водных растворов сильных кислот и оснований следует учитывать необратимость процесса их электролитической диссоциации (a = 1):

НС1 Þ Н⁺ +Сl^-

NaOH Þ Na⁺ + ОН^-

Концентрация ионов Н⁺ в растворах сильных кислот и концентрация ионов ОН^- в растворах щелочей численно равны молярности растворов. Например, с_н⁺ в 0,001 М растворе НС1 равна 0,001 моль/л, а с_он- в 0,01 М растворе NaOH равна 0,01 моль/л.

Чтобы вычислить значение водородного или гидроксильного показателя среды (рН или рОН), нужно знать активность ионов Н⁺ или ОН^- ( или ): и . Коэффициенты активности ионов вычисляют или находят по справочным таблицам как функцию ионной силы раствора.

При расчете водородного показателя среды водных растворов слабых кислот и оснований следует учитывать обратимость процесса их электролитической диссоциации (α <1):

 

СН₃СООН Û СНзСОО^- + Н⁺

NH₄OH Û NН₄⁺ +ОН^-

Н₂СО₃ Û Н⁺ + НСОз^-

 

Концентрация ионов Н⁺ в растворах слабых одноосновных кислот и концентрация ионов ОН^- в растворах слабых одноосновных оснований численно равны концентрации продиссоциировавших молекул электролита, а не исходной концентрации раствора, как в случае сильных кислот и оснований.

Концентрацию продиссоциировавших на ионы молекул электролита определяют, исходя из степени диссоциации: с = aс_о, где с_о— исходная концентрация молекул, моль/л.

Степень диссоциации рассчитывают на основании закона Оствальда:

 

ПРИМЕЧАНИЕ. Чаще пользуются формулой К_Д = α²с_о, считая, что α<< 1. В случаях, когда расчет по упрощенному уравнению дает результат α > 0,1, вычисления повторяют, не пренебрегая величиной α в знаменателе дроби.

Определив степень диссоциации α и концентрацию молекул, распавшихся на ионы с, вычисляют рН или рОН раствора электролита, считая, что = (кислота) или (основание).

При вычислении водородного или гидроксильного показа­теля среды раствора слабой кислоты или слабого основания можно считать, что ; ввиду малых ионных сил (І) растворов (разбавленные растворы).