Йонний добуток води, рН розчинів
Вода - дуже слабкий електроліт, який слабо дисоціює з утвореннямйонів Н+ i OH -. Для характеристики процесу дисоціації води можназастосувати закон діючих мас.
Н2О ↔ Н++ ОН -, тоді:
де КД (Н2О) - константа дисоціації води; значення якої при 220Сдорівнює 1,8∙10-16
[H2O] - концентрація недисоційованих молекул води, що перебувають встані рівноваги з йонами водню (Н+) і гідроксид - йонами (ОН -).
Концентрацію недисоційованих молекул води можна вважати сталоювеличиною для розбавлених розчинів:
[H2O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55.5 моль/л тоді
[H+] [OH-] = 1.8 10 - 16 55.5 = 10 - 14 (моль/л)2
Отже, добуток концентрації йонів водню і гідроксид-йонів при постійній температурі є величиною сталою. Ця величина називається йонним добутком
води і позначається (Ін2о). При 220С Ін2о = 10-14. Зазначимо, що ця величина
постійна не тільки для чистої води, а й для розбавлених розчинів і залежить
тільки від температури. У нейтральному середовищі:
[H+] = [OH-] = (10-14)1/2= 10-7моль/л
У розчинах кислот концентрація йонів водню є більшою, ніж 10-7 моль/л,а в розчинах лугів - навпаки, меншою. Для зручності розрахунків прийнятозамість концентрації йонів водню користуватися поняттям – показникконцентрації йонів водню - рН.
Математично величини [H+] і рН взаємозв’язані залежністю
рН = - lg [H +].
Значення величин [H +] і рН у водних розчинах змінюються так:
100 |
10-1 |
10-2 |
.. |
10-6 |
10-7 |
10-8 |
.. |
10-12 |
10-13 |
10-14 |
0 |
1 |
2 |
.. |
6 |
7 |
8 |
.. |
12 |
13 |
14 |
Збільшення кислотності
(середовище кисле) рН<7 |
Нейтральне
Середовище рН=7 |
Збільшення лужності
(середовище лужне) рН>7 |
||||||||
Практично нейтральним вважають середовище розчинів, значення рН
яких знаходиться в межах 6 - 8.
Приклад 1. Знайти рН розчину, в якому [H+] = 3,4 ∙10-4.
рН = -lg [H+] = -lg (3,4 ∙10-4) = 3,47.
Приклад 2. Знайти [ОН-] в розчині, рН якого рівне 2,32.
рН = -lg [H+] ; lg [H+] = -2,32
[H+] = 4,78 ∙10-3 моль/л,
[OH-] = Ін2о / [H+] = 10-14/(4,78 ∙10-3) = 2,09∙10-12моль/л
Приклад 3. Обчислити рН 0,15н. розчину HCl α =1.
HCl ↔ H++ Cl-
[H+] = [HCl]∙ α
[H+] = 0,15 *1 = 0,15моль/л
рН = -lg [H+] = -lg[0,15] = 0,824.
рНрозчинів можна визначити хімічним шляхом за допомогою
кислотно-основних індикаторів або спеціальних приладів - рН - метрів.
Індикатори - це слабкі основи або кислоти (барвники органічного
походження), які при зміні рН розчину змінюють свою структуру й
відповідно забарвлення.
Кожний індикатор має певний інтервал рН, в якому відбувається зміна
його забарвлення. Цей інтервал називається інтервалом переходу індикатора.
Якщо інтервал переходу знаходиться в межах рН<7, індикатор може
використовуватися для визначення кислотного середовища (метилоранж),
якщо рН>7 - для визначення лужного середовища (фенолфталеїн).
Індикатор |
Інтервал рНпреходу забарвлення Індикатора |
Забарвлення індикатора |
|
Метилфіолет |
1,0 – 3,0 |
Жовто-зелений рН<1 |
Фіолетово-голубий рН>3 |
Метиловий- оранжевий |
3,1 – 4,4 |
Червоний рН<3,1 |
Жовтий рН>4,4 |
Лакмус |
5,0 - 8,0 |
Червоний рН<5 |
Синій рН>8 |
Фенолфталеїн |
8,3- 10,0 |
Безбарвний рН<8,3 |
Червоний рН>10 |
Індигокармін |
12,0-14,0 |
Голубий рН<12 |
Жовтий рН>14 |
Контрольні питання:
1.Як визначити ступінь дисоціації?
2.Що таке константа дисоціації? Напишіть її вираз для карбонатної кислоти.
3.Закон розведення Оствальда.
4.Напишіть рівняння і константу дисоціації води.
5.Що таке йонний добуток води?
6.Що таке водневий показник розчину?
7.Які значення рН в кислих, лужних і нейтральних розчинах?
8.Що таке активність розчину?
9.Як визначити йонну силу розчину?
10.Який зв’язок між активністю і йонною силою розчину?
11.Дайте визначення кислот і основ з точки зору протонної теорії.
12.Напишіть рівняння гідролізу соди.
13.Концентрація водневих йонів в розчині 1.10-3 моль/л. Обчисліть рН і рОН розчину. Вкажіть середовище.
14.Концентрація гідроксильних йонів в розчині 1.10-3 моль/л. Обчисліть рН і рОН розчину. Вкажіть середовище.
15.Обчисліть рН розчину оцтової кислоти, хлоридної кислоти та гідроксиду амонію з молярною концентрацією еквівалентів 0,01 моль/л.