Водородный показатель (рН)

В чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре произведение концентраций (активностей) водород- и гидроксид-ионов − величина постоянная, называемая ионным произведением воды.

К(H₂O) = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ моль²/л² при 298 К.

Растворы, в которых концентрации водород- и гидроксид-ионов равны, называют нейтральными.

[H⁺] = [OH⁻] = =

Концентрации гидроксид- и водород-ионов взаимозависимы: зная концентрацию одного из этих ионов, можно рассчитать концентрацию другого иона. В качестве характеристики реакции среды часто используют концентрацию ионов водорода. На практике использование концентраций ионов не очень удобно, поэтому для характеристики среды используют отрицательный десятичный логарифм концентрации (активности) ионов водорода, называемый водородным показателем рН среды: pH = –lg[H⁺].

Например, если [H⁺] = 10⁻³ моль/л (кислая среда), то рН = 3; а когда [H⁺] = 10⁻⁹ моль/л (щелочная среда), то рН=9. В нейтральной среде [H⁺] = 10⁻⁷ моль/л и рН=7.

Из этих примеров следует:

- в нейтральной среде [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ моль/л, рН=7;

- в кислой среде [H⁺] > 10⁻⁷ моль/л, рН<7;

- в щелочной среде [H⁺] < 10⁻⁷ моль/л, рН>7.

Если взять отрицательный десятичный логарифм выражения ионного произведения воды, получаем:

–lg К(H₂O) = –lg[H⁺] – lg[OH⁻] = – lg10⁻¹⁴

рН + рОН = 14.

Расчет рН растворов слабых и сильных кислот и оснований

В растворах сильных кислот и оснований рН зависит от концентрации (активности) кислоты и основания, а активность ионов [H⁺] и [OH⁻] может быть рассчитана по уравнениям:

а(H⁺) = α_кажC_эк(кислоты);

а(ОН^-) = α_кажC_эк(основания),

где а(H⁺) и а(ОН^-) – активности ионов H⁺ и ОН^-,

α_каж – кажущаяся степень диссоциации кислоты и основания.

Для предельно разбавленных растворов сильных кислот и оснований α_каж≈1, тогда активности и молярные концентрации эквивалентов равны, т.е.:

pH = –lg C_эк(кислоты); pОH = –lg C_эк(основания).

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему применим закон действующих масс. Так, при диссоциации кислоты типа НА кислотно-основное равновесие имеет вид:

НА ↔ Н⁺ + А⁻

Константа кислотной диссоциации К _а = .

Для расчета концентрации ионов водорода в растворе получают уравнение: [Н⁺] = . Взяв отрицательный десятичный логарифм обеих частей этого уравнения, получают: рН = 1/2[рК_а − lgС_эк(НА)].

Рассуждая аналогичным образом, можно получить выражение для расчета рОН и рН в растворе слабого основания:

рОН = 1/2[рК_в − lgС_эк(основания)];

рН = 14 − рОН = 14 − 1/2[рК_в − lgС_эк(основания)].

В растворах различают активную, потенциальную (резервную) и общую кислотность. Активная кислотность измеряется активностью (концентрацией) свободных ионов водорода в растворе. Потенциальная (резервная) кислотность измеряется количеством ионов водорода, связанных в молекулах кислоты. Сумма активной и резервной кислотностей составляет общую кислотность, которая определяется общей аналитической концентрацией кислоты и устанавливается титрованием. Активная кислотность определяет рН данного раствора.