§ 18. Ионное произведение воды. Водородный показатель

 

Точные измерения показывают, что чистая дистилли­рованная вода в незначительной мере электропроводна, причем электропроводность имеет ионный характер. Сле­довательно, вода в незначительной мере диссоциирована, что можно представить уравнением

 

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

 

В соответствии с законом действия масс для обрати­мого процесса диссоциации воды константа диссоциации выражается уравнением

 

где [Н⁺] и [ОН^-] — равновесные концентрации ионов Н⁺ и ОН^-, моль/л (масса 1 моль Н⁺ 1 г, 1 моль ОН^- 17 г); [Н₂О] — равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды, моль/л.

Принимая во внимание, что вода практически не дис­социирована (из 555 млн. молекул Н₂О диссоциирует только одна), можно допустить, что равновесная концен­трация молекул воды равна общей концентрации воды, моль/л, т. е.

 

  моль/л

Из выражения константы диссоциации воды, зная значения К и [Н₂О], можно определить величину произве­дения [Н⁺][ОН^-]:

[Н⁺] [ОН^-] = K [Н₂О] = 1,8.10^-16*55,56= 1*10^-14,

[Н⁺] [ОН^-] = 10-¹⁴.                                          (V.22)

 

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксила для воды при постоянной температуре (22° С) есть величина постоянная и называется ионным произве­дением воды.

При диссоциации молекул воды получается одинако­вое число ионов водорода и ионов гидроксила. Следова­тельно, для воды можно записать

[Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л.

Растворы, в которых концентрация ионов Н⁺ равна концентрации ионов ОН^-, называются нейтральными растворами.

При добавлении к воде какой-либо кислоты повыша­ется концентрация ионов Н⁺ и соответственно (при [Н⁺] Х [ОН^-]=10^-14) понижается концентрация ионов ОН^-. Следовательно, в растворе кислоты концентрация ионов водорода всегда больше концентрации ионов гидроксила.

Прибавление к воде щелочи повышает концентрацию ионов ОН^-, при этом соответственно понижается концентрация ионов Н⁺. Таким образом, в щелочной среде кон­центрация ионов водорода меньше концентрации ионов гидроксила.

Из сказанного следует, что по концентрации ионов во­дорода можно судить о характере среды:

 

[Н⁺] =[ОН^-] = 10^-7— нейтральная среда

[Н⁺] > 10^-7 > [ОН^-] — кислая среда

[Н⁺] < 10^-7 < [ОН^-] — щелочная среда

 

Например, если [Н⁺]= 10^-4 моль/л, то [ОН^-] = = 10^-10 моль/л, среда кислая, так как [Н⁺]>[ОН^-].

Следует отметить, что характеризовать кислотность или щелочность раствора числами с отрицательными по­казателями степени очень неудобно. Поэтому степень кислотности или щелочности растворов принято выра­жать не концентрацией ионов Н⁺, а ее десятичным лога­рифмом, взятым с обратным знаком. Эту величину назы­вают водородным показателем и обозначают через рН:

 

рН = — lg[H⁺].                                     (V.23)

 

Например, в нейтральной среде

 

[Н⁺] = 10^-7 моль/л, pH= — lg [H⁺] = — lg 10^-7 = 7.

 

Если среда кислая и [Н⁺], например, 10^-6 моль/л, то

 

pH = — lg [H⁺] = — lg 10^-6=6.

 

Если среда щелочная и [Н+], например, 1.0-⁸ моль/л, то

 

pH = — lg [H⁺] = — lg 10^-8 = 8.

 

Следовательно, в нейтральной среде рН=7; в кислой среде рН<7; в щелочной среде рН>7.

Зависимость между [Н⁺], величиной рН и характером среды иллюстрирует следующая схема:

 

Из схемы видно, что в более кислом растворе концен­трация ионов водорода выше, а значение рН меньше; в более щелочном растворе концентрация водородных ио­нов ниже, а значение рН больше.

Следует различать общую и активную кислотность (или основность). Общая кислотность (основность) ха­рактеризуется нормальностью, т. е. числом эквива­лентов кислоты (щелочи), содержащихся в литре раство­ра. Но так как не все кислоты и основания являются сильными электролитами, то количество свободных ионов водорода (или ОН^--ионов) может быть меньше теорети­чески возможного. Под активной кислотностью (или ос­новностью) понимают концентрацию свободных гидрати-рованных ионов водорода (или ионов ОН^-). Величина рН дает количественную оценку только активной кислот­ности или основности.

Активная кислотность или основность различны для разных по силе кислот или оснований. Так, например, 0,1 н. растворы соляной и уксусной кислоты, имея оди­наковую общую кислотность, в то же время имеют раз­личные значения рН (для НСl рН 1,02, для СН₃СООН рН 2,89).

Активную кислотность оценивают, измеряя рН. Один из способов определения рН основан на свойстве некото­рых веществ, называемых индикаторами, изменять свою окраску в зависимости от степени активной кислотности или щелочности.

Каждый индикатор характеризуется интервалом пе­рехода окраски. Интервал перехода окраски индикато­ра—это область между двумя значениями рН, в кото­рой происходит различимое глазом изменение цвета ин­дикатора. Так, например, фенолфталеин меняет свою окраску от бесцветной до красной в пределах рН 8,2— 10,0, метиловый оранжевый — в пределах 3,1—4,4 и т.д. Метод определения концентрации водородных или гидроксильных ионов, основанный на изменении окраски инди­каторов, называют колориметрическим.

В настоящее время применяются универсальные инди­каторы, по изменению окраски которых сразу определя­ют рН среды. Универсальные индикаторы представляют собой смеси обычных индикаторов. Например, для при­готовления универсального индикатора, изменяющего окраску в пределах рН от 2,0 до 10, применяют смесь диметиламиноазобензола, бромтимолового синего, метилового красного, фенолфталеина и тимолфталеина. Обыч­ные и универсальные индикаторы могут быть в виде рас­творов и в виде индикаторной бумаги.

При определении рН раствора универсальными инди­каторами каплю индикатора смешивают с исследуемым раствором. Появляющуюся окраску сравнивают с прилагаемой к данному индикатору таблицей цветов индикатора, соответствующих определенным значени­ям рН.

Определение рН в мутных и окрашенных растворах при помощи индикаторов невозможно. В этих случаях пользуются специальными электрическими приборами, так называемыми рН-метрами.

 Водородные и гидроксильные ионы занимают особое место среди других ионов благодаря резко выраженному влиянию их на физико-химические свойства веществ и течение многих химических реакций. Многие процессы в живых организмах протекают при определенном значе­нии рН. Например, желудочный сок человека имеет рН 0,9—1,5. Повышение или понижение кислотности желу­дочного сока вызывает патологические изменения в ор­ганизме. Поэтому для людей с такими заболеваниями важно учитывать значение рН продуктов питания.

Все ферментативные процессы идут при определенных значениях рН; так, сахараза дрожжей проявляет макси­мум активности при рН 5, амилаза слюны — при рН 6,8 и т. д. Многие технологические процессы идут успешно только в кислой среде: хлебопечение, пивоварение, пе­реработка плодов и овощей, дубление и т. п. Значение рН приходится учитывать и в кулинарных процессах. Например, в кислых средах плохо разваривается карто­фель, «свертывается» молоко. От величины рН зависит коррозионная стойкость металлов, что следует учитывать при использовании металлического инвентаря и оборудо­вания.

Буферные растворы. Растворы, способные устойчиво сохранять значение рН при добавлении к ним кислот или щелочей, называются буферными. Они состоят из двух компонентов: слабой кислоты и ее соли или слабо­го основания и его соли.

Буферная смесь поддерживает рН постоянным толь­ко при условии, если количество прибавляемых к рас­твору кислоты или основания не превышает предельной величины, называемой буферной емкостью. Буферная емкость зависит от концентрации буферного раствора него состава.

Буферное действие свойственно смеси NH₄C1 и NH₄OH, некоторым почвенным растворам, тканевым жидкостям, крови. Буферными веществами крови явля­ются белок гемоглобин и минеральные соединения: кар­бонатный буфер NaHCO₃ —Н₂СО₃ и фосфатный буфер NaH₂PO₄—Na₂HPO₄. Чтобы изменить рН сыворотки кро­ви до 8,2, необходимо добавить щелочи в 10 раз больше, чем к воде, а чтобы изменить рН крови до 4,4, нужно до­бавить соляной кислоты в 327 раз больше, чем к воде.

Буферные растворы применяют в технологических процессах и лабораторных исследованиях в тех случаях, когда необходимо поддерживать определенное значение рН среды.

Приемы нашей кулинарной тех­ники, имеющей место на кухне, яв­ляются ни чем иным как практиче­ским применением коллоидной химии.

Бехгольд

Часть вторая КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ