1. Іонний добуток води та рН середовища

Чиста вода є слабким електролітом, що в дуже незначній мірі дисоціює на іони.

H₂O  H⁺ + OH^-

Експериментально встановлено, що за температури 22°С, концентрація [H⁺] = [OH^-] = 110^-7 моль/л.

А добуток концентрацій [H⁺] [OH^-] = 110^-14 моль/л. Концентрацію [H⁺] характеризують значенням рН (пе-аш) розчину, яке визначається за формулою:

рН = - lg [H⁺]

Розчин в якому [H⁺] = [OH^-] називають нейтральним (кажуть що такий розчин має нейтральну реакцію).

З'ясували також, що при додаванні в розчин іонів [H⁺] чи [OH^-], добуток концентрацій цих іонів не змінюється і становить

[H⁺] [OH^-] = 110^-14 моль/л

Цей добуток називають іонним добутком води.

Його використовують для розрахунку концентрації іонів [OH^-] якщо відома концентрація іонів [H⁺], або навпаки, для розрахунку концентрації іонів [H⁺] якщо відома концентрація іонів [OH^-].

Концентрацію [OH^-] характеризують значенням рОН (пе-оаш) розчину, яке визначається за формулою:

рОН = - lg [OH^-]

Прологарифмувавши іонний добуток води отримаємо:

рН + рОН = 14

Цей вираз називають іонним добутком води, що записаний в логарифмічному вигляді. Його використовують для розрахунку рН розчину якщо відоме значення рОН розчину, або навпаки, для розрахунку рОН розчину якщо відоме значення рН розчину.

Якщо у водний розчин додати кислоту, то концентрація іонів H⁺ збільшиться. Такі розчини називають кислими. У кислих розчинах [H⁺]>110^-7 моль/л, відповідно рН < 7.

Якщо у воду додати луг, то збільшиться концентрація іонів OH^-. Такі розчини називаються лужними. У лужних розчинах [H⁺]< 110^-7 відповідно рН > 7. Отже:

Реакція розчину	Співвідношення Концентрацій іонів	рН розчину
Кисла	[H +] > [OH -]	рН < 7
Нейтральна	[H +] = [OH -]	рН = 7
Лужна	[H +] < [OH -]	рН > 7

Для вимірювання рН розчинів існують спеціальні прилади рН метри:

рН розчинів відіграє важливу роль. В таблиці подано рН деяких рідин:

Розчин	рН
Вода дистильована	7
Вода водопровідна	5,5 – 7,5
Шлунковий сік	0,9 – 1,1
Жовч печінки	7,4 – 8,5
Кров	7,35 – 7,44

2. Буферні розчини

Інколи необхідно стабілізувати значення рН на певному рівні. Для цього широко використовуються буферні розчини.

Буферні розчині – це розчини, які майже не змінюють рН при розведенні та додаваннв до них певних кількостей кислоти або лугу і інших речовин здатних змінювати рН в межах буферної ємкості.

Буферна ємкість – кількість моль-еквівалентів сильної кислоти чи лугу, яку необхідно додати до 1 літра буферного розчину, щоб змінити значення рН буферного розчину на одиницю.

Як правило буферні розчини - це суміш слабкої кислоти та солі цієї кислоти (стабілізує рН в кислому середовищі), або суміш слабкої основи та солі цієї основи (стабілізує рН в лужному середовищі), або суміш кислих солей багато основних кислот (стабілізує рН в середовищі близькому до нейтрального).

Розглянемо як працює ацетатний буферний розчин, який є сумішшю ацетатної кислоти та натрій ацетату і стабілізує рН в слабо кислому середовищі. (CH₃COOH + CH₃COONa).

При додаванні сильної кислоти вона поглинається за рахунок реакції:

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

Тому рН розчину майже не змінюється. Аналогічно при додаванні лугу він поглинається за рахунок реакції:

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O

Розглянемо як працює амонійний буферний розчин, який є сумішшю амоній гідроксиду та амоній хлориду і стабілізує рН в слабо лужному середовищі. (NH₄OH + NH₄Cl).

При додаванні сильної кислоти вона поглинається за рахунок реакції:

NH₄OH + HCl = NH₄Cl + H₂O

Тому рН розчину майже не змінюється. Аналогічно при додаванні лугу він поглинається за рахунок реакції:

NH₄Cl + NaOH = NH₄OH + NaCl

Розглянемо як працює фосфатний буферний розчин, який є сумішшю натрій дигідрофосфату та натрій гідрофосфату і стабілізує рН в нейтральному та близькому до нейтрального середовищах. (NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄).

При додаванні сильної кислоти вона поглинається за рахунок реакції:

Na₂HPO₄ + HCl = NaH₂PO₄ + NaCl

Тому рН розчину майже не змінюється. Аналогічно при додаванні лугу він поглинається за рахунок реакції:

NaH₂PO₄ + NaOH = Na₂HPO₄ + H₂O