Стислі теоретичні відомості

Молекули води частково дисоціюють з утворенням іона гідроксонію за схемою:

Н₂О + Н-О-Н ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

або у спрощеному вигляді:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-.

Здатність молекул води дисоціювати на іони гідрогену Н⁺ та гідроксил-іони ОН^- (активна реакція води) визначається ступенем її кислотності або лужності. Кількісно активну реакцію води характеризують концентрацією іонів гідрогену Н⁺. За температури 20 − 25 ^оС величина добутку концентрацій:

[H⁺] ^. [OH^-] = 10^-14

Оскільки в нейтральному розчині концентрації [H⁺] = [OH^-], то за температури 20 − 25 ^оС можна записати:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль ∕ л

Концентрацію іонів гідрогену визначають за допомогою водневого показника рН. Водневим показником рН називають від’ємний десятковий логарифм активності (концентрації) іонів гідрогену:

рН= −lg а_Н+ або рН= −lg C(H⁺),

де а_Н+ − активність іонів гідрогену, С(Н⁺) − молярна концентрація іонів гідрогену, моль/л.

При 298К в нейтральному середовищі рН = 7, в кислому − рН < 7; в лужному − рН > 7.

Величина рН є дуже важливою характеристикою якості води. рН більшості поверхневих вод коливається в межах 6,5 − 8,5; підземні води іноді мають більші значення рН середовища. Кислу реакцію (рН = 4 − 4,5) мають болотні води, води сульфідних і колчеданних родовищ.

Як правило, рН природної води певного джерела є величиною сталою; це зумовлено наявністю буферної системи, яка складається з розчину вуглекислого газу в воді та гідрокарбонатів. Ось чому помітні зміни рН води в даному джерелі свідчать про забруднення води побутовими та промисловими стоками.

Активна концентрація іонів гідрогену (точніше гідроксонію) у воді визначається хімічним складом та концентрацією речовин, що містяться в ній, переважно − кількісним співвідношенням концентрацій вугільної (карбонової) кислоти та аніонів її кислотних залишків:

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^-

НСО₃^- ↔ Н⁺ + СО₃^2-

Для поверхневих вод, що містять невеликі кількості оксиду карбону (IV), як правило, характерна лужна реакція. Слід зазначити, що зміни рН вод тісно пов’язані з інтенсивністю процесів фотосинтезу (через споживання вуглекислого газу водяною рослинністю).

Джерелом іонів гідрогену є гумусові кислоти ґрунту. Гідроліз солей важких металів відіграє значну роль у тих випадках, коли у воду у великій кількості потрапляють сульфати феруму, купруму та ін.

Наприклад, FeSO₄ → Fe²⁺ + SO₄^2- ,

Fe²⁺ + HOH ↔ FeOH⁺ + H⁺ (pH < 7, середовище кисле).

Від концентрації іонів гідрогену також залежить розчинність гідроксидів феруму Fe(OH)₂ та Fe(OH)₃ у воді, корозійна агресивність води по відношенню до сталевих конструкцій, інтенсивність процесів взаємодії природних вод з ґрунтами та гірськими породами. Залежно від величин рН природні води прийнято поділяти на сім груп (таблиця 2).

Експериментальне визначення рН природної води частково характеризує її хімічний склад. рН водних розчинів можна визначати наближено колориметричним методом або більш точно − потенціометричним методом. Колориметричний метод ґрунтується на зміні кольору індикатора в розчині або індикаторного паперу залежно від концентрації іонів гідрогену Н⁺. Колориметричне визначення є швидким, але не дає точних результатів (особливо, якщо досліджувані розчини забарвлені або каламутні). Цей метод, як правило, використовують для попередньої оцінки якості води.

Таблиця 2

Класифікація природних вод залежно від значення рН

Клас вод	Значення рН	Характеристика
Сильно кислі	< 3	Результат гідролізу солей важких металів (шахтні та рудні води)
Кислі	3 – 5	Наявні вугільна кислота, фульвокислоти та інші органічні кислоти
Слабко кислі	5 – 6,5	Наявні гумусові кислоти у ґрунті та болотних водах (води лісової зони )
Нейтральні	6,5 – 7,5	Наявні у водах гідрокарбонати кальцію та магнію Са(НСО3)2 і Mg(НСО3)2
Слабко лужні	7,5 – 8,5	Наявні у великих кількостях гідрокарбонати кальцію та магнію
Лужні	8,5 – 9,5	Наявні карбонат та гідрокарбонат натрію (Na2CO3 та NaHCO3 )
Сильно лужні	> 9,5	Наявність карбонату та гідрокарбонату натрію у великих кількостях

Потенціометричний метод визначення рН дозволяє вимірювати рН з високою точністю. Метод ґрунтується на застосуванні електродів, потенціал яких безпосередньо залежить від концентрації іонів гідрогену в досліджуваному розчині.

Потенціал електрода визначають вимірюванням електрорушійної сили гальванічного елемента, який складається з електрода порівняння (потенціал якого відомий) та досліджуваного електрода з невідомим потенціалом (індикаторний електрод), який залежить від концентрації іонів гідрогену в розчині.

Як електрод порівняння зазвичай застосовують хлорсрібний електрод, а як вимірювальний (індикаторний електрод) − скляний електрод. Він являє собою трубку з напаяною на конус порожнистою кулькою з літієвого електродного скла. Всередину кульки вливають 0,1 М розчин хлоридної кислоти, в який занурюють платиновий або хлорсрібний електрод. Під час занурення електрода в розчин між поверхнею кульки електрода і розчином виникає обмін іонами, у результаті якого іони літію в поверхневих шарах скла замінюються іонами гідрогену. Між поверхнею скла і досліджуваним розчином виникає різниця потенціалів, величина якої залежить від концентрації іонів гідрогену в розчині та температури розчину.

Потенціал скляного електроду визначається за рівнянням:

φ _скл = φ°_скл + 0,059 lg[H⁺] = φ°_скл – 0,059 pH

Для вимірювання різниці потенціалів необхідно створити електричне коло. Внутрішній ланцюг цього кола забезпечує електрохімічний контакт із розчином, який заповнює скляний електрод. Допоміжним електродом (електродом порівняння) в нашому випадку є хлорсрібний електрод. Він забезпечує контакт з досліджуваним розчином за допомогою електричного ключа – трубки, що закінчується пористою перегородкою і заповненої насиченим розчином хлориду калію KCl. Значення рН реєструється мілівольтметром, градуйованим у одиницях рН (вплив температури компенсується спеціальним термокомпенсатором, вмонтованим у прилад).

Розчин з певною концентрацією іонів гідрогену, що змінюється несуттєво при розведенні або при додаванні невеликих кількостей сильної кислоти або лугу, називають буферними. Буферні розчини можна приготувати, змішуючи, наприклад, розчини слабкої кислоти та солі, що утворена взаємодією цієї кислоти з лугом.

Завдання: Визначити активну реакцію проби води. Для цього:

1) увімкнути рН-метр у мережу і прогріти 20 − 30 хв;

2) занурити електроди у досліджуваний розчин на 1 − 2 хв та виміряти величину рН за допомогою іонометра (потенціометра) (позначка перемикача „рХ” );

3) зробити висновки щодо кислотності (лужності) дистильованої, питної та поверхневих вод.