39. Водородный показатель. Методы определения рН растворов.

Так как вода относится к слабым электролитам, то для реакции диссоциации в состоянии равновесия справедливо выражение:

- константа равновесия

Так как =55,0 моль/л при температуре 22 C, постоянная величина

]

– ионное произведение воды, =10^-7 при температуре 22С.

Для расчета концентрации ионов Н⁺ используют значение отрицательного логарифма, который называется водородным показателем соответственно

рН = –lg[H⁺]

pH=-lg[H⁺]. От 1 до 7 – кислая среда, равное 7 – нейтральная, от 7 до 14 – щелочная.

• С помощью кислотно-основных индикаторов

Кислотно-оновных индикаторы – это органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы.

Изменение окраски индикатора связано с тем, что эти вещества могут существовать в двух по-разному окрашенных формах – либо в кислотной (HInd), либо в основной (Ind^-), между которыми существует кислотно-основное равновесие:

HInd H⁺+ Ind^-.

Очевидно, что положение равновесия, а значит, и окраска раствора, зависят от pH.Точка нейтрализации индикаторов, при которых [Hind]=[Ind^-], может отвечать различным значениям pH. Практически изменение цвета индикатора происходит в некотором интервале кислотности – в 1-2 единицы pH.

Индикатор	Кислая, pH<7	Нейтральная, pH=7	Щелочная, pH>7
Лакмус синий	красный	фиолетовый	синий
Метиловый оранжевый	розовый	оранжевый	жёлтый
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Универсальный лакмус	красный	Жёлто-зелёный	Сине-зелёный, бурый

• С помощью pH-метра – прибора, измеряющего электродвижущую силу гальванического элемента, один из электродов которого изготовлен из специального стекла. Потенциал стеклянного электрода линейно зависит от pH раствора, окружающего электрод. pH-метры позволяют измерять pH растворов в широком интервале (0-14) более точно (до 0,01 pH), чем с помощью индикаторов, и, что не менее важно, без изменения состава раствора, без каких бы то ни было добавок к нему.

40. Определение направления реакций окисления-восстановления.

При работе гальванического элемента электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, а с более низким – в качестве восстановителя.

Как и при любых самопроизвольно идущих процессах, реакция, протекающая в гальваническом элементе, сопровождается уменьшением энергии Гиббса. Но это означает, что при непосредственном взаимодействии реагирующих веществ реакция будет протекать в том же направлении. Таким образом, сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем, можно заранее определять направление, в котором будет протекать окислительно-восстановительная реакция.

Пример:

Стандартные электродные потенциалы:

;

; =0,77В

Поскольку , то окислителем будет хлор, а восстановителем – ион Fe²⁺, реакция будет протекать справа налево.

Когда сравниваемые значения φ⁰ близки, направление протекания реакции может изменяться в зависимости от концентраций участков реакции.

Например:

;

; =0,80В

При концентрациях:

- ;

, реакция протекает справа налево.

- ; .

, реакция протекает слева направо.