Водородный показатель

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

История

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogenii — вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную -lgX, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H⁺), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOh

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H⁺]) и гидроксид-ионов ([OH⁻]) одинаковы и составляют 10⁻⁷ моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H⁺] · [OH⁻] и составляет 10⁻¹⁴ моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H⁺] > [OH⁻] говорят, что раствор является кислым, а при [OH⁻] > [H⁺] — щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH.

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH⁻:

как в любом водном растворе при 22 °C [H ⁺ ][OH ⁻ ] = 1,0×10 ^{− 14}, очевидно, что при этой температуре:

Значения pH в растворах различной кислотности

• Вопреки распространённому мнению, pH может изменяться не только в интервале от 0 до 14, а может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H⁺] = 10⁻¹⁵ моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.

Так как при 25 °C (стандартных условиях)[H⁺] · [OH⁻] = 10⁻¹⁴, то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.

Так как в кислых растворах [H⁺] > 10⁻⁷, то pH кислых растворов pH < 7, аналогично pH щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH < 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H⁺, так и OH⁻); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.

75. Лекция «Теория кислот и оснований»

Гидролиз солей это реакции между составными частями воды и солей, сопровождающиеся образованием малодиссоциированных соединений. Гидролизу могут подвергаться не только соли, но и другие растворенные вещества (углеводы, белки, жиры, эфиры и т.д.). Реакция гидролиза часто сопровождается изменением рН раствора. Если вместо воды используется иной растворитель, то процесс носит название сольволиз.

                Гидролизу подвергаются соли, являющиеся производными слабых кислот или оснований. Соли, образованные сильными  кислотами и основаниями, гидролизу не подвергаются.

Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону).

Для характеристики полноты протекания реакции используют понятие степень гидролиза (β) – отношение концентрации молекул, подвергшихся гидролизу (с_гидр) к исходной концентрации растворенной соли (с_исх):

                                                                                           (7.37)

                Степень гидролиза зависит от: 1)химической природы ионов, составляющих соль; 2)концентрации соли; 3)температуры. Степень гидролиза увеличивается с уменьшением константы диссоциации слабой кислоты или основания, уменьшением концентрации соли и повышением температуры.

Гидролиз протекает в заметной степени только в разбавленных растворах, тогда   следовательно, Это произведение называется константой гидролиза (К_г):

                               

                                                 

Из выражения (7.42) следует, что уменьшение силы основания ведет к увеличению константы гидролиза, а следовательно, и степени гидролиза.

Степень гидролиза увеличивается с уменьшением силы основания и концентрации соли.  Повышение температуры сопровождается увеличением К_W, что также ведет к росту β.

Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону).

                                         (7.48)

где К_{кислота} – константа диссоциации слабой кислоты.

 

Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по аниону и катиону).

                Константа гидролиза в этом случае определяется константой диссоциации слабой кислоты и слабого основания:

                                                 

Реакции гидролиза играют важную роль в природных и производственных процессах. В водоочистке для удаления грубодисперсных и коллоидных примесей используют осадки гидроксидов алюминия и  железа, получаемые гидролизом сульфатов железа (FeSO₄^.7H₂O; Fe₂(SO₄)₃^.9H₂O), алюминия Al₂(SO₄)₃^.18H₂O), или хлорида железа (FeCl₃^.6H₂O). Для  обеспечения полноты протекания гидролиза растворы подщелачивают. Важной стадией процесса пищеварения является гидролиз пищи в желудочно-кишечном тракте. Энергия в живых организмах запасается, в основном, в виде АТФ (аденозинтрифосфорная кислота) и выделяется при ее гидролизе.

76. лекция «Буферные растворы»

77. лекция «Буферные растворы»

Применения буферных растворов

Буферные растворы играют важную роль во многих технологических процессах. Они используются, например, при электрохимическом нанесении защитных покрытий, в производстве красителей, фотоматериалов и кожи. Кроме того, буферные растворы широко используются в химическом анализе и для калибровки рН-метров (см. гл. 10).

Многие биологические и другие системы зависят от содержащихся в них буферных растворов, которые поддерживают постоянство рН. Нормальные значения рН для некоторых из таких систем указаны в табл. 8.6. Например, рН крови в организме человека поддерживается в пределах от 7,35 до 7,45, несмотря на то, что содержание диоксида углерода и, следовательно, угольной кислоты в крови может варьировать в широких пределах. Содержащийся в крови буфер представляет собой смесь фосфата, гидрокарбоната и белков. Буферы, состоящие из белков, поддерживают рН слез равным 7,4. В бактериологических исследованиях для поддержания постоянства рН культурных сред, используемых с целью выращивания бактерий, тоже приходится использовать буферные растворы.

78. лекция «Буферные растворы»