Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

книги из ГПНТБ / Болдырев, А. И. Физическая и коллоидная химия учеб. пособие

.pdf
Скачиваний:
33
Добавлен:
23.10.2023
Размер:
24.47 Mб
Скачать

будет совершенно иной. Например, едкий натр NaOH считается основанием с протолитической точки зрения не потому, что он способен отщеплять гидроксидион ОН- , а потому что этот ион способен присоединять протон (с образованием молекулы Н20). Таким образом, в данном случае основанием является не NaOH, а именно ион ОН- .

Всякий растворитель, в состав молекулы которого входит протон, способный участвовать в обменной реакции, имеет амфотерные свойства, проявляющиеся в собственной диссоциации. Собственная диссоциация характеризуется тем, что часть молекул растворителя ведет себя как кислота, а часть — как основание.

Например:

Кислота! -|- Основание2 Кислота2 + Основание!

Н ,0 + Н ,0 5±Н,0+ + О Н -

Так как в данном случае имеет место химическое равновесие, всякое изменение концентрации одного из двух ионов должно сопровождаться эквивалентным из­ менением концентрации другого. В водных растворах оба подхода — и класси­ ческий, и протонный — практически приводят к одним и тем же результатам.

§ 73. Ионное произведение воды. Понятие о pH как показателе реакции среды

Вода является средой, в которой протекают самые разнообраз­ ные химические процессы. Она обладает хорошей растворяющей спо­ собностью и вызывает электролитическую диссоциацию многих раство­ ренных в ней веществ. Более того, химически чистая вода сама яв-- ляется слабым электролитом и подобно кислотам, основаниям и солям частично диссоциирует на ионы

н20 ^ н ++ Он~

Ионы водорода легко гидролизуются, образуя ионы гидроксония H;jO+, которые в дальнейшем изложении мы ради простоты будем обозначать как Н+.

Тщательно очищенная вода, как показал Кольрауш, обладает очень незначительной электропроводностью. Константа электролити­ ческой диссоциации воды, выражаемая согласно закону действующих

масс

уравнением

 

 

[Н+ЦОН-]

(VI, 41)

 

20]

 

 

при

22° С составляет 1,8-10_1\ а степень диссоциации 1,7-10“®.

Учитывая столь незначительную степень диссоциации воды (из 555 млн. молекул ее только одна диссоциирует на ионы), концентрацию недиссоциированных молекул можно приравнять к общему количеству воды

и считать ее постоянной величиной,

т. е. [Н20 ]

= const.

В связи с этим уравнение (V1.41)

можно представить в виде

(Н + ][0 Н -]= К [Н 20 )= К В,

(VI, 42)

где К* — ионное произведение воды.

 

55,6 моль Н20, то,

Поскольку в литре воды находится 1000/18 =

подставляя это значение, а также численное значение константы дис­ социации воды в уравнение (VI,42), получим:

КВ = К 20] = 1,8 - 10~1Я-55,6 = 10- 1 4 (при 22° С).

(VI, 43)

-240 —

Таким образом, в любом водном, растворе, при постоянной темпера­ туре произведение концентраций (точнее, активностей) ионов водорода и гидроксид-ионов сохраняет вполне определенное, постоянное значе­ ние, равное ионному произведению воды.

Здесь необходимо еще раз напомнить, что вышеприведенная зако­ номерность справедлива для очень разбавленных растворов, для кото­ рых активности практически равны аналитическим концентрациям. Для растворов электролитов обычных концентраций только величина произведения активностей ионов ац1' пон- , а не произведение концен­ траций [Н+] [ОН- ] является постоянной величиной, т. е,

« ,+ ао н - ==пн + , / [ 0 н “ 1 ==/*1Н +110 н ~1= /(в -

(VI, 44)

где / — коэффициент активности.

В уравнении ионного произведения воды [Н+] или [ОН- ] никогда не могут быть равными нулю, так как любая величина, умноженная на ноль, дает ноль. С другой стороны, если концентрация (активность) одного иона стремится к нулю, т. е. становится бесконечно малой вели­ чиной, то в этом случае концентрация (активность) другого иона долж­ на быть бесконечно большой величиной, что не имеет никакого фи­ зического смысла. Однако если в воде будет растворена кислота и тем самым повысится содержание Н+-ионов, концентрация гид­ роксид-ионов должна понизиться так, чтобы сохранилось постоянное значение Кв, равное при 22° С всегда 10-и . Совершенно аналогичное действие произойдет при введении в раствор щелочи. От избытка гид­ роксид-ионов значение Кв должно остаться прежним. Иными словами, численное значение К„ не зависит от природы растворенного вещества, поскольку [Н+] и [ОН- ] являются величинами сопряженными.

Опыт показывает, что диссоциация воды представляет собой эндо­ термический процесс, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье при повышении температуры равновесие будет смещаться в сторону образования ионов, что повлечет за собой увеличение Кв-

при 0°С

Кв = 0,13-10-» = 10-14.

8э,

10° С

Кв=

0 ,3 6 1 0 -1, =

10-14.

46,

18° С

Кв=

0,74 • 10- 1 4

=

10- 14 •13,

22° С

Кв =

1,00-10-1‘ =

10-14. 00,

25° С

Кв =

1,27-10-14 =

10~ 13*90,

30°С

Кв=

1,89

-10-1 ,=

10-13<73,

50° С

Кв =

5,66

-10- 1 4

= 10-13<26,

80° С

Кв= 34,00-10- 1 4

= 10-12>47,

100°С

KU= 74,00-10- 1 4

= 10-12. 13.

Из курса неорганической химии известно, что все свойства, характер­

ные для

кислот, зависят от наличия в растворе ионов водорода Й+

(точнее,

ионов гидроксония Н30 +), а свойства,

характерные для щело­

чей,

— от гидроксид-ионов

ОН- . Поэтому

растворы,

в которых

[Н+]

=

[ОН- ], называются нейтральными; если [Н +] >

[ОН- ], рас­

творы называются кислыми,

и если [Н+] <

[ОН- ], то

раствор ще­

лочной.

 

 

 

 

— 241 —

Чистая вода

имеет

нейтральную

реакцию,

потому

что в ней

|Н+] = [ОН- ] =

уДО-14 = 10-7 г-ион/л (при 22°С). Концентрации Н+,

с которыми приходится

иметь дело на

практике,

обычно

выражают­

ся весьма малыми величинами. Так желудочный сок, являющийся самой кислой жидкостью организма человека, имеет концентрацию Н+-ионов около 10-1 г-ион!л, концентрация Н+-ионов в слюне — око­

ло 10-2 г-ион'л и т. д.

Как видим, характеризовать кислотность или щелочность раство­ ров числами с отрицательными показателями степени (10~5, 10-12) практически неудобно. Поэтому реакцию водных растворов, показы­ вающую степень их кислотности или щелочности, принято выражать не концентрацией (или активностью) ионов Н+ или ОН", а так называе­ мым водородным показателем pH.

Показатель водородных ионов (pH) впервые был предложен как

условное обозначение в 1909 г. Зеренсеном

(р — первая буква слова

potenz); он определяется общей формулой

 

pH.= - l g f l H+,

(VI, 45)

а для разбавленных растворов

 

р Н = —Ig[H + l.

(VI, 4б)

Следовательно, водородным показателем называют величину, числен­ но равную отрицательному десятичному логарифму концентрации (или активности) водородных ионов, выраженной в грамм-ионах на литр.

Для абсолютно чистой воды при 22° С pH = — lg 10-7 = 7, Для кислых жидкостей pH < 7, а для щелочных pH > 7.

Логарифмируя ионное произведение воды, т. е. уравнение (VI, 42), получим

[Н +][Он-] = Кв = 10-14, lg[H+] + lg [O H -]= lg 10-14.

Изменив знаки на обратные, запишем: — lg [Н+] — lg [ОН- ] ==

= — lg

Ю-14. Учитывая, что — lg [Н+] = pH, а — lg [ОН- ] = рОН,

будем иметь:

 

 

pH-f рОН = —lgKB= —lg 10- 1 4 = 14,00 (при 22е С).

 

Если

— lg Кв как постоянную величину обозначить через

р/Св, то

выражение примет вид

 

 

pH + рОН = рКв= 14,00.

(VI, 47)

Зависимость активности ионов Н+ от активности ионов ОН- и pH от рОН видна из табл. 51.

1

Как видйо из этой таблицы, растворы

кислот

с ан+

больше

г-ион/л имеют pH больше нуля, а растворы щелочей

с аон-

больше

1

г-ион/л имеют pH больше 14. Практически

можно считать, что pH

изменяется в пределах от 0

до 14. Из данных таблицы видно, что при

увеличении

ац+ в 10 раз

pH уменьшается на единицу, увеличение

ан+ в

100

раз влечет за

собой

уменьшение pH на 2 единицы,

в 1000

раз — на 3 единицы и т. д.

 

— 242 —

Т а б л и ц а 51

Активность водородных и гидроксид-ионов и величины pH и рОН при 22° С

°н +

°оц-

4 , 0

0 , 2 5 - 10-14

1,0

Ю -14

1 0 - 1

10-13

ю -2

Ю -ю

10~3

ю -ч

1 0 "4

Ю - ю

1 0 -5

ю-»

ю -6

ю -8

10“7

ю-7

ю-*

Ю-з

10“ 9

1 0 -5

Ю -ю

10- *

Ю-ч

Ю-з

Ю -ю

Ю-з

Ю—13

ю -1

Ю -14

1 ,0

0 , 2 5 - 10- «

4 , 0

Кв

pH

рОН

рН + рОН

10-14

0 , 6

1 4 ,6

14

Ю-14

0

, 0

1 4 ,0

14

Ю-Ч

1 ,0

1 3 ,0

14

Ю-14

2 , 0

1 2 ,0

14

ю-ч

3 , 0

Н,0

14

Ю -14

4

, 0

1 0 ,0

14

Ю-ч

5 , 0

9 , 0

14

Ю -14

6 , 0

8 , 0

14

Ю -14

7,0

7,0

14

Ю-Ч

8 , 0

6 , 0

14

Ю -14

9 , 0

5,0

14

Ю -14

1 0 ,0

4 , 0

14

Ю -14

1 1 ,0

3 , 0

14

Ю -14

1 2 ,0

2 , 0

14

Ю-Ч

1 3 ,0

1,0

14

Ю-Ч

1 4 ,0

0 , 0

14

Ю-Ч

1 4 ,6

- 0 , 6

14

Зная концентрацию (активность) водородных ионов Н+ в растворе, можно определить водородный показатель (pH) и, наоборот, можно определить концентрацию Н+-ионов по известному значению pH. Для

этой цели при

отсутствии

таблицы логарифмов можно пользоваться

специально составленной таблицей,

в которой промежуточные числа,

не указанные

в таблице,

устанавливаются путем

интерполяции

(табл,

52).

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Таблица 52

 

Пересчет числовых значений активности ионов водорода

 

 

аи+ в единицы pH

 

°н+

pH

 

ан +

pH

1 , 1 2 -1 0

я + 0,95

3,55.10-<П+ Ч

я + 0,45

1,26-10— 1*

я + 0,90

3,98-10-(n+ 4

я + 0,40

1 ,4 Ы 0 -('!+ |)

я+ 0,85

4,47-10-<п+ Ч

я+ 0,35

1,59-10-<л+ Ч

я + 0,80

5 ,0 Ы 0 -(П+ Ч

л + 0,30

 

1

я + 0,75

5,63.10-<Л+ Ч

я +0,25

1,78-10~ ('з-Ь >

6,31 • ю —<л+ ч

я + 0 , 2 0

2 ,0 0 -1 0 -

1" + Ч

п + 0,70

2,24-10-<л+ Ч

я + 0,65

7,08- 10-(л+ Ч

я + 0 ,15

2 ,5 Ы 0 - (П+ Ч

л + 0,60

7 ,94 • 10—(/»4- Ч

я + 0 , 1 0

2,82-10

+ Ч

л + 0,55

8 ,9 Ы 0 —<"+Ч

я + 0,05

3,16-10- ( п + Ч

л + 0,50

 

 

— 243

Разберем правило пользования этой таблицей на конкретных примерах.

Примеры:

1. о

. =

2,24 • 10- 8

г-ион!л. Вычислить pH. Для решения поль-

зусмся табл.

52.

Н ‘

 

 

pH = я + 0,65 = (6 — 1)+0,65 = 5,65.

 

 

2 . а , =

2,63- Ю- 1 0 г-ион/л.

Вычислить pH. В данном случае пользуем-

Н"т”

 

 

 

 

ся методом интерполяции.

 

pH = /г + 0,55+

(2’f

~ 2 ’f } ° ’°5 - = н + 0 , 55 + 0,03 = (1 0 -1 )+0.58 = 9,58.

 

 

2,82 —*2,51

 

3. Определить ан+, если pH = 8 ,8 .

В данном случае п •= 8 , следовательно,

он + = 1,59-10~(8+1) = 1,5910~ 9 г-ион/л.

4. Определить а +, если pH = 4,27. Вычисление pH проводим следующим

образом:

 

а . = 5 ,6 3 -

<5'63~ 5’01) ° ’02 - . 10~<4+ '> с=(5,63—0,25)-10-»= 5,38 г-ион/л.

н+

0,05

Так же легко вычисляется pH раствора, если известна концентрация (или ак­ тивность) гидроксид-ионов в этом растворе. Например, [ОН- ] = 0,00001 г-ион/л. Вычислить pH раствора. Для вычисления используем уравнение (VI, 46):

pH = 14,0 —рОН = 14,0 — (—lg 10-6) = 14,0—5 ,0 = 9,0.

§74. Роль концентрации водородных ионов

вбиологических процессах

Как известно, каждый ион играет особую роль в различных биологиче­ ских процессах, однако водородные ионы занимают особое положение среди дру­ гих. Концентрация водородных ионов является одной из важных констант внут­ ренней среды организмов. Так, pH крови человека равняется 7,36. Малейшее от­ клонение от этого значения ведет к серьезным нарушениям жизнедеятельности.

Активность различных ферментов, а также специфика происходящих в тка­ нях биохимических процессов тесно связаны с определенными довольно узкими интервалами pH. Например, пепсин желудочного сока активен при pH = 1,5— 2 ,0 ; содержащийся в слюне птиалин, ускоряющий процесс осахаривания крах­ мала, наиболее активен при pH = 6 , 7, т. е. почти в нейтральной среде. В зависи­ мости от pH среды ферменты могут катализировать совершенно различные реак­ ции. Так, тканевые катепсины при реакции среды, близкой к нейтральной, ката* лизируют синтез белка, а при кислой реакции — его расщепление. При отклоне­ нии величины pH от оптимальных значений активность ферментов, как показы­ вает опыт, сильно снижается или даже вовсе прекращается, что в конечном итоге приводит организм к гибели.

Концентрация водородных ионов имеет большое значение в Жизнедеятель­ ности различных микроорганизмов. Например, сугубо бактериальный процесс усвоения атмосферного азота клубеньковыми бактериями на корнях бобовых рас­ тении идет при определенном значении pH почвы, равном примерно 7,2. Дифте­

рийный микроб развивается при pH в пределах 7,3—7,6, а кишечный микроб — при pH 6 —7 и т. д.

— 244 —

Использование растениями различных питательных элементов из почвы так­ же в значительной мере зависит от pH среды. Так, исследованиями Д. Н. Пря­ нишникова было установлено, что нитратный азот (N03) лучше усваивается рас­ тениями в слабо кислой среде при pH, равном примерно 5, а азот в аммиачной форме (NH^) лучше усваивается в нейтральной среде при pH — 7. Отношение высших растений к pH почвы также различно. Для каждого растения установле­ на наиболее благоприятная, оптимальная реакция среды. В табл. 53 приведены оптимальные значения pH для различных сельскохозяйственных культур.

 

 

 

 

Т а б л и ц а

53

Оптимальные значения pH для развития растений по данным

 

 

 

 

Д. Н. Прянишникова

 

 

 

Растения

Оптималь­

Допусти­

Растения

Оптималь­

Допусти -

ное значе­

мое значе­

ное значе­

мое

значе­

 

ние pH

ние pH

 

ние pH

ние pH

Люпин...................

4 - 5

4—6

Картофель . . . .

5

4—8

О вес.......................

5 -6

4—8

Р о ж ь ...................

5—6

4 -7

Л е н .......................

5—6

4—7

Пшеница . . . .

Го р о х ...................

Клевер ...............

Свекла ...............

Кукуруза . . . .

Люцерна...............

6—7

6—7

6-6 ,5 7

7

1

00

5 - 8 5—8

5-8

6- 8

6 - 8

6 - 8

Как видно из этой таблицы, сельскохозяйственные растения меньше страдают от кислотности, чем от щелочности почвы.

Нейтральной реакцией с небольшими отклонениями в кислую или щелочную сторону обладают черноземы;подзолистые, дерново-подзолистые и болотные почвы имеют, как правило, кислую реакцию среды; засоленные почвы, наоборот, отли­ чаются щелочной реакцией и т. д. Необходимо отметить, что по видовому составу луговой растительности можно приблизительно определять pH почвы. Так, при­ сутствие растения «щучки» (Deschampsia flexuosa) указывает на то, что pH этой почвы находится в пределах 3,5—3,9. Преобладание осоки (Сагех) указывает на pH почвы в пределах 4,5—4,9; а преобладание «мать-и-мачехи» (Tussilago farfara) — на pH 7,5—7,9 и т. д.

Многие агрохимические приемы направлены на создание в почве наиболее благоприятной для растений и почвенной микрофлоры реакции среды. Например, путем внесения в кислые почвы извести (СаС03) добиваются устранения избыточ­ ной кислотности, вредной для растений и некоторых полезных в земледелии мик­ роорганизмов.

Внесение в почву гипса (CaS04) и железного купороса (FeS04) способствует устранению избыточной щелочности почвенного раствора.

Не менее важное значение имеет реакция среды и в области технической био­ химии. Например, контроль технологического процесса и качества готовой про­ дукции по величине pH имеет большое значение во многих отраслях пищевой, мясной и молочной промышленности, в частности в хлебопечении, сыроварении, пивоварении, переработке молочных продуктов, фруктов, овощей, изготовлении кож, табака и во многих других отраслях народного хозяйства. Величина pH влияет на протекание важных ферментативных процессов в гидролизной промыш­

ленности, крахмало-паточном производстве, виноделии.

Не менее важное значение имеет водородный показатель в химической тех­ нологии. В частности, под влиянием pH могут изменяться растворимость, фильт­ рация, вязкость, поверхностное натяжение, осмотическое давление, набухание

идругие свойства. Вот почему определение концентрации водородных ионов на­ шло применение во всех областях не только биологии, но и химии, агрохимии, почвоведения, физиологии, бактериологии, медицины и в других областях науки

ипрактики.

— 245 —

§ 75. Активная и общая кис/ютность растворов. Кислотность и щелочность почв

Любая кислота или щелочь содержит в свободном состоянии определенное количество ионов Н+ (точнее, Н30+) или ОН- . При нейтрализации кислоты щелочью ионы связываются в молекулу воды. При этом все катионы водорода, содержащиеся в растворе, участвуют

в процессе

нейтрализации.

катионов водорода, содержа­

Таким образом, общее количество

щееся в единице объема

раствора, носит название общей или титруе­

мой кислотности. Количество же с в о б о д н ы х

г и д р а т и р о ­

в а н н ы х

и о н о в

в о д о р о д а

составляет

так называемую

активную

кислотность

раствора.

 

 

И та и другая кислотность выражаются обычно в г-ион/л или, что то же самое, в г/л. В табл. 54 сопоставлены титруемая (общая) и актив­

ная кислотность для

1 н. растворов

некоторых

кислот.

 

 

 

 

Т а б л и ц а 54

Активная и общая кислотность некоторых кислот

Кислоты

Степень диссоциации

Общая кислот­

Активная кислот­

 

в 1н. растворе

ность, а/л

ность, а/л

HCI ...............

 

0,79

1

0,79

HNOs ...............

 

0,82

1

0,82

H C N ...............

 

0,000036

1

0,000036

СН3СООН . .

 

0,0034

1

0,0034

Из данных этой таблицы видно, что различные кислоты при одина­ ковой общей кислотности довольно резко отличаются по активной кислотности.

Концентрация ионов Н+ (в г-ион/л), а также pH для одноосновных слабых кислот и оснований могут быть вычислены теоретическим путем. Покажем это на конкретном примере с уксусной кислотой, которая диссоциирует по уравнению

СН3СООН ^ СНзСОО- + Н+

Применяя к этой реакции закон действующих масс, получим:

[Н+] [СНзСОО- ]

(VI, 48)

[СНзСООН]

где К — константа электролитической диссоциации уксусной кисла ты. Из уравнения диссоциации уксусной кислоты имеем

[Н +]= [CHgCOO-].

Стало быть, уравнение (VI, 48) можно написать так

[Н+]2

(VI, 49)

[СНзСООН]’

Если обозначить через а степень диссоциации уксусной кислоты,

— 246 —

а через С аналитическую концентрацию ее, получим:

[Н +] = [СН3С О О -)=Са, [СН3СООН]=С—С а = ( 1 —а) С.

Уравнение (VI,49) можно представить в следующем виде:

+ ) 2

С (1 —а) ’

(VI, 50)

 

откуда

 

[Н+]= /К С (1 —а).

(VI, 51)

Учитывая, что для слабых кислот а < 1,

можно без большой по­

грешности принять (1 — а) « 1, тогда

 

|Н +] = /К С .

(VI, 52)

Прологарифмировав это выражение и поменяв знаки на обратные, получим окончательную формулу для вычисления pH слабых одноос­ новных кислот

lg [H+] = Y l8* + { lgC*

(VI, 53)

откуда

РН = —j - l g K - y IgC.

Обозначая — lg К через рК, получим:

PH = 4 - p K - 4 - |gC.

(VI 54)

Совершенно аналогичная формула получается и в случае одноос­ новного слабого основания, например

n h 4o h ^ m h 4+ + о н -

В данном случае согласно уравнению (VI,54) получим:

РО Н = у РК - у IgC,

(VI,55)

где /( — константа диссоциации слабого основания, С — концентра­ ция этого основания. С учетом уравнения (VI,47) окончательная фор­ мула для вычисления pH одноосновных слабых оснований будет иметь следующий вид:

р Н = 1 4 - у p K + Y lg С. ,

(VI 56)

Пример. Вычислить pH 0,1 н. раствора уксусной кислоты. Поскольку кон­ станта диссоциации уксусной кислоты К — 1,85 • 10-5, для решения восполь­ зуемся формулой (VI, 53):

рН =

2

lg (1,85-Ю -» )-4 - lg 0,1 = 4 - 4,73 + 0,5 = 2,86.

 

2

2

В настоящее время советские и зарубежные ученые получили много новых данных о природе почвенной кислотности и путях ее устранения. При агрохими­ ческой характеристике почв различают три вида почвенной кислотности: актив­

— 247 —

ную (или актуальную), обменную и гидролитическую. Последние два вида объ­ единяются общим названием потенциальной кислотности.

Активная кислотность. Под активной кислотностью понимается концентра­ ция (точнее активность) водородных ионов в почвенном растворе или в суспен­ зии. Суспензия готовится путем обработки почвы пятикратным количеством ди­ стиллированной воды. После пятиминутного взбалтывания почва отделяется от раствора путем центрифугирования и уже потом в этом растворе определяется pH либо колориметрическим, либо потенциометрическим методами. Ввиду ис­ ключительно большого значения реакции для плодородия почв, почти каждое агрохимическое и почвенное исследование включает в обязательном порядке

определение pH водной вытяжки.

Обменная кислотность. Эта кислотность обнаруживается в результате об­ мена поглощенных почвенными коллоидами (высокодисперсной частью почвы) ионов водорода или алюминия на катионы солевого раствора, которым обраба­

тывается почва.

Если привести почву во взаимодействие с раствором нейтральной соли, например с хлоридом калия, произойдет вытеснение ионов водорода в раствор. При этом образуется соляная кислота HCI, а эквивалентное количество калия поглотится почвой. Эту реакцию можно представить в виде следующей схемы:

[ПК] Н + КС1 ^ [ПК] К + НС1

где [ПК] — почвенный поглощающий комплекс.

Нетрудно догадаться, что чем больше ионов водорода будет вытеснено из почвенного поглощающего комплекса, тем больше будет обменная кислотность почвы. То же самое произойдет с почвами, содержащими обменный алюминий. Эту реакцию можно представить следующим образом:

[ПК] А1 + ЗКС1[ ПК] К3 + А1С13 А1С13 + ЗН20 А1 (ОН) 3 + ЗНС1

Для определения обменной кислотности почву обычно обрабатывают 1 н. раство­ ром хлорида калия. В центрифугате (или фильтрате) определяют величину pH, т. е. концентрацию водородных ионов и общее количество образовавшейся кисло­ ты, путем титрования ее щелочью в присутствии фенолфталеина в качестве инди­ катора. Обычно обменная кислотность почвы бывает активной, а солевая вытяжка имеет более низкое значение pH, чем почвенный раствор. В качестве примера в табл. 55 приведены результаты измерения pH различных почв.

Т а б л и ц а 55

Значение pH некоторых типов почв

 

 

 

(по Н.

И. Горбунову)

 

 

 

 

Г л у б и н а в з я т и я

p H в ы т я ж к и

 

 

 

 

П о ч р ы

о б р а з ц а , см

в о д н о й

 

с о л е в о й

 

 

 

 

 

 

5—11

5.0

 

3,8

Дерново-подзолистая

16—24

5,3

 

4,2

58-68

5.0

 

3,6

 

 

 

60-100

5,2

 

3,4

Чернозем обыкновенный

0 — 10

7.0

 

6 , 1

40-50

7.1

.

6 , 2

 

90-100

7,4

6,3

Солонец

0 — 2 0

7,5

 

6 , 6

20-40

7,7

 

6 , 8

 

40—60

7,6

 

6,5

 

80-100

8 , 2

 

 

Краснозем

0 — 10

4,9

 

4,3

 

40—50

5,0

 

4,3

 

155—160

5,0

 

4,1

— 248 —

В почвах, имеющих щелочную реакцию водном суспензии (рН>7), обменную кислотность искать не следует: ее там нет, но в слабокислых и близких к ней­ тральным почвам незначительная обменная кислотность иногда обнаруживается.

Гидролитическая кислотность. Эта кислотность образуется в результате об­ работки почв раствором соли сильного основания и слабой кислоты, например, ацетата натрия. Такая соль называется гидролитически щелочной, так как в вод­ ном растворе она имеет щелочную реакцию:

CH3COONa + Н20

СН3СООН + NaOH

При взаимодействии ацетата натрия с почвой могут происходить различные реакции в зависимости от содержания в ней поглощенных ионов алюминия и во­ дорода. Реакция взаимодействия ацетата натрия с почвой протекает по следую­ щей схеме:

[ПК] Н+ СНзСООЫа ^ [ПК] Na + СН3СООН

или по схеме:

[ПК] AI + ЗСНзССКЖа ^

[ПК] Na3 + А1 (CH3COO)s

AI (СН3СОО)з + ЗН2О ^А 1 (ОНЫ-ЗСНзСООН

Количество образующейся кислоты

соответствует величине гидролитической

кислотности почвы.

Гидролитическая кислотность обычно бывает больше, чем обменная. По мне­ нию Л. Н. Прянишникова, нейтральная соль KCI (в случае определения обмен­ ной кислотности) вытесняет лишь часть поглощенного водорода (или алюминия), а щелочная соль CHgCOONa вытесняет почти весь поглощенный водород (алю­ миний), именно поэтому гидролитическая кислотность бывает больше обменной.

Щелочность почвенного раствора. Если водная суспензия почвы имеет pH больше 7, в ней присутствуют соли щелочных металлов. В зависимости от того, какими солями вызывается щелочность, различают несколько ее видов: щелоч­ ность от присутствия карбонатов щелочных металлов (Na2C03, К2 СО3 ), щелоч­ ность от их бикарбонатов (NaHC03, КНС03) и щелочность от бикарбонатов ще­ лочноземельных металлов [Са(НС03)2, Mg(HC03)2].

Общая щелочность вызывается всеми упомянутыми солями. На практике ее определяют обычно путем титрования водной вытяжки или почвенного раствора кислотой в присутствии различных индикаторов.

Т а б л и ц а 56

Щелочность почв и значение pH (по Н. И. Горбунову)

Почва

Глубина взя-

pH водной

Щелочность, мг-экв на 100 г почвы

тия образца,

вытяжки

от

карбонатов

общая

 

см

 

 

0—5

8,3

 

0 , 1

0,62

Серо-коричневая

1 0 — 2 0

8,3

 

0 , 2

0,57

30—40

8,3

 

Нет

0,60

 

90—100

8,4

 

»

1 , 0 0

Серозем

0 — 10

8 , 2

 

0 , 2

1 , 0 0

15—25

8,3

 

0 , 1

0,56

 

50—60

8 , 2

 

0 , 1

0,46

 

2 — 10

8,5

 

0 , 2

1 , 0 0

Солончак

12—25

9,0

 

о,з

1 , 2 0

- 25—30

8,5

 

0 , 0 2

0,80

 

10—60

8,4

 

0 , 1

0,62

— 249 —

Соседние файлы в папке книги из ГПНТБ