Вода – дуже слабкий електроліт, незначною мірою дисоціює, утворюючи іони водню (H +) та гідроксид-іони (OH –),
Цьому процесу відповідає константа дисоціації:
.
Оскільки ступінь дисоціації води дуже мала, то рівноважна концентрація недисоційованих молекул води з достатньою точністю дорівнює загальній концентрації води, тобто 1000/18 = 5,5 моль/дм 3 .
У розведених водяних розчинах концентрація води мало змінюється і її можна вважати постійною величиною. Тоді вираз константи дисоціації води перетворюється так:
.
Константа , рівна добутку концентрації іонів H + і OH - , являє собою постійну величину і називається іонним витвіром води. У чистій воді при 25 ºС концентрації іонів водню та гідроксид-іонів рівні та становлять
Розчини, у яких концентрації іонів водню та гідроксид-іонів однакові, називаються нейтральними розчинами.
Так, за 25 ºС
– нейтральний розчин;
> – кислий розчин;
< – щелочной раствор.
Замість концентрацій іонів H+ та OH – зручніше користуватися їх десятковими логарифмами, взятими зі зворотним знаком; позначаються символами pH і pOH:
;
.
Десятковий логарифм концентрації іонів водню, взятий із зворотним знаком, називається водневим показником(pH) .
Іони води в деяких випадках можуть взаємодіяти з іонами розчиненої речовини, що призводить до суттєвої зміни складу розчину та його pH.
Таблиця 2
Формули розрахунку водневого показника (рН)
* Значення констант дисоціації ( K) зазначені у додатку 3.
p K= - lg K;
HAn – кислота; KtOH – основа; KtAn – сіль.
При обчисленнях pH водних розчинів необхідно:
1. Визначити природу речовин, що входять до складу розчинів, та підібрати формулу для розрахунку pH (таблиця 2).
2. Якщо в розчині є слабка кислота або основа, знайти за довідником або в додатку 3 p Kцього з'єднання.
3. Визначити склад та концентрацію розчину ( З).
4. Підставити чисельні значення молярної концентрації ( З) і р K
у розрахункову формулу та обчислити рН розчину.
У таблиці 2 наведено формули розрахунку pH у розчинах сильних і слабких кислот і основ, буферних розчинах та розчинах солей, що піддаються гідролізу.
Якщо в розчині є тільки сильна кислота (HАn), яка є сильним електролітом і практично повністю дисоціює на іони 
то водневий показник (pH)
буде залежати від концентрації іонів водню (H +) у цій кислоті та визначатися за формулою (1).
Якщо в розчині є тільки сильна основа , яка є сильним електролітом і практично повністю дисоціює на іони , то водневий показник (pH) залежатиме від концентрації гідроксид-іонів (OH –) у розчині та визначатиметься за формулою (2).
Якщо в розчині є тільки слабка кислота або тільки слабка основа, то pH таких розчинів визначається за формулами (3), (4).
Якщо в розчині є суміш сильної і слабкої кислот, то іонізація слабкої кислоти практично пригнічена сильною кислотою, тому при розрахунку рН у таких розчинах нехтують присутністю слабких кислот і використовують формулу розрахунку, що застосовується для сильних кислот (1). Такі ж міркування вірні і для випадку, коли в розчині присутня суміш сильної та слабкої основ. Обчислення рН ведуть за формулою (2).
Якщо в розчині є суміш сильних кислот або сильних основ, то обчислення рН ведуть за формулами розрахунку рН для сильних кислот (1) або основ (2), попередньо підсумувавши концентрації компонентів.
Якщо ж розчин містить сильну кислоту та її сіль або сильну основу та її сіль, то рН залежить тільки від концентрації сильної кислоти або сильної основи та визначається за формулами (1) або (2).
Якщо в розчині присутня слабка кислота та її сіль (наприклад, CH 3 COOH та CH 3 COONa; HCN і KCN) або слабка основа та його сіль (наприклад, NH 4 OH та NH 4 Cl), то ця суміш являє собою буферний розчинта рН визначається за формулами (5), (6).
Якщо в розчині присутня сіль, утворена сильною кислотою і слабкою основою (гідролізується по катіону) або слабкою кислотою і сильною основою (гідролізується по аніону), слабкою кислотою і слабкою основою (гідролізується по катіону та аніону), то ці солі, піддаючись гідролізу, змінюють величину рН, а розрахунок ведеться за формулами (7), (8), (9).
приклад 1.Обчисліть pH водного розчину солі NH 4 Br із концентрацією .
Рішення. 1. У водному розчині сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою, гідролізується по катіону відповідно до рівнянь:
У водному розчині в надлишку залишаються іони водню (Н+).
2. Для обчислення pH скористаємося формулою розрахунку водневого показника для солі, що піддається гідролізу катіону:
.
Константа дисоціації слабкої основи 
(р K = 4,74).
3. Підставимо чисельні значення у формулу та обчислимо водневий показник:
.
приклад 2.Обчисліть pH водного розчину, що складається із суміші гідроксиду натрію, 
моль/дм 3 і гідроксиду калію, 
моль/дм 3 .
Рішення. 1. Гідроксид натрію (NaOH) та гідроксид калію (KOH) відносяться до сильних основ, які практично повністю дисоціюють у водних розчинах на катіони металу та гідроксид-іони:
2. Водневий показник визначатиметься сумою гідроксид-іонів. Для цього підсумовуємо концентрації лугів:
3. Обчислену концентрацію підставимо у формулу (2) для обчислення pH сильних основ:
приклад 3.Розрахуйте pH буферного розчину, що складається з 0,10 М розчину мурашиної кислоти та 0,10 М розчину форміату натрію, розведеного в 10 разів.
Рішення. 1. Мурашина кислота HCOOH – слабка кислота, у водному розчині лише частково дисоціює на іони, у додатку 3 знаходимо мурашину кислоту 
:
2. Форміат натрію HCOONa – сіль, утворена слабкою кислотою та сильною основою; гідролізується по аніону, в розчині з'являється надлишок гідроксид-іонів:
3. Для обчислення pH скористаємося формулою для обчислення водневих показників буферних розчинів, утворених слабкою кислотою та її сіллю, за формулою (5)
Підставимо чисельні значення у формулу та отримаємо
4. Водневий показник буферних розчинів при розведенні не змінюється. Якщо розчин розбавити в 10 разів, його рН збережеться 3,76.
приклад 4.Обчисліть водневий показник розчину оцтової кислоти концентрації 0,01 М, ступінь дисоціації якої дорівнює 4,2%.
Рішення.Оцтова кислота відноситься до слабких електролітів.
У розчині слабкої кислоти концентрація іонів менша за концентрацію самої кислоти і визначається як a∙C.
Для обчислення рН скористаємося формулою (3):
Приклад 5.До 80 см 3 0,1 н розчину СН 3 СООН додали 20 см 3 0,2
н розчину CH3COONa. Розрахуйте рН одержаного розчину, якщо K(СН 3 СООН) = 1,75∙10 -5 .
Рішення. 1. Якщо в розчині знаходяться слабка кислота (СН 3 СООН) та її сіль (CH 3 COONa), то це буферний розчин. Розраховуємо рН буферного розчину даного складу за формулою (5):
2. Об'єм розчину, отриманого після зливання вихідних розчинів, дорівнює 80 + 20 = 100 см 3 звідси концентрації кислоти і солі дорівнюватимуть:
3. Отримані значення концентрацій кислоти та солі підставимо
у формулу
.
Приклад 6.До 200 см 3 0,1 н розчину соляної кислоти додали 200 см 3 0,2 н розчину калію гідроксиду, визначити рН отриманого розчину.
Рішення. 1. Між соляною кислотою (HCl) та гідроксидом калію (KOH) протікає реакція нейтралізації, в результаті якої утворюється хлорид калію (KCl) та вода:
HCl + KOH → KCl + H2O.
2. Визначимо концентрацію кислоти та основи:
По реакції HCl та KOH реагують як 1: 1, тому в такому розчині надлишку залишається KOH з концентрацією 0,10 – 0,05 = 0,05 моль/дм 3 . Так як сіль KCl гідролізу не піддається і не змінює рН води, то на величину рН вплине гідроксид калію, що знаходиться в надлишку в цьому розчині. KOH є сильним електролітом, для розрахунку рН використовуємо формулу (2):
135. Скільки грамів гідроксиду калію міститься в 10 дм 3 розчину, водневий показник якого дорівнює 11?
136. Водневий показник (рН) одного розчину дорівнює 2, а іншого – 6. У 1 дм 3 якого розчину концентрація іонів водню більша і у скільки разів?
137. Вкажіть реакцію середовища та знайдіть концентрацію та іонів у розчинах, для яких рН дорівнює: а) 1,6; б) 10,5.
138. Обчисліть рН розчинів, у яких концентрація дорівнює (моль/дм 3): а) 2,0?10 -7; б) 8,1∙10 –3; в) 2,7∙10 -10 .
139. Обчисліть рН розчинів, у яких концентрація іонів дорівнює (моль/дм 3): a) 4,6∙10 –4 ; б) 8,1∙10 -6; в) 9,3∙10 -9 .
140. Обчисліть молярну концентрацію одноосновної кислоти (НАn) у розчині, якщо: а) рН = 4, α = 0,01; б) рН = 3, α = 1%; в) pH = 6,
α = 0,001.
141. Обчисліть рН 0,01 н розчину оцтової кислоти, в якому ступінь дисоціації кислоти дорівнює 0,042.
142. Обчисліть рН наступних розчинів слабких електролітів:
а) 0,02 М NH 4 OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,05 н HCOOH; г) 0,01 М CH 3 COOH.
143. Чому дорівнює концентрація розчину оцтової кислоти, рН якої дорівнює 5,2?
144. Визначте молярну концентрацію розчину мурашиної кислоти (HCOOH), рН якого 3,2 ( KНСООН = 1,76 ∙ 10 -4).
145. Знайдіть ступінь дисоціації (%) та 0,1 М розчину СН 3 СООН, якщо константа дисоціації оцтової кислоти дорівнює 1,75∙10 –5 .
146. Обчисліть і рН 0,01 М та 0,05 н розчинів H 2 SO 4 .
147. Обчисліть рН розчину H 2 SO 4 з масовою часткою кислоти 0,5 % ( ρ = 1,00 г/см3).
148. Обчисліть pH розчину гідроксиду калію, якщо 2 дм 3 розчину міститься 1,12 г KОН.
149. Обчисліть pH 0,5 М розчину гідроксиду амонію. = 1,76 · 10 -5.
150. Обчисліть рН розчину, отриманого при змішуванні 500 см 3 0,02 М CH 3 COOH з рівним об'ємом 0,2 М CH 3 COOK.
151. Визначте pH буферної суміші, що містить рівні об'єми розчинів NH 4 OH та NH 4 Cl з масовими частками 5,0 %.
152. Обчисліть, у якому співвідношенні треба змішати ацетат натрію та оцтову кислоту, щоб отримати буферний розчин pH = 5.
153. У якому водному розчині ступінь дисоціації найбільший: а) 0,1 М СН 3 СООН; б) 0,1 М НСООН; в) 0,1 М HCN?
154. Виведіть формулу для розрахунку рН: а) ацетатної буферної суміші; б) аміачної буферної суміші.
155. Обчисліть молярну концентрацію розчину HCOOH, що має рН = 3.
156. Як зміниться рН, якщо вдвічі розбавити водою: а) 0,2 М розчину HCl; б) 0,2 М розчин СН 3 СООН; в) розчин, що містить 0,1 М СН 3 СООН та 0,1 М СН 3 СООNa?
157*. 0,1 н розчин оцтової кислоти нейтралізували 0,1 н розчином натрію гідроксиду на 30 % своєї початкової концентрації. Визначте рН одержаного розчину. 
158*. До 300 см 3 0,2 М розчину мурашиної кислоти ( K= 1,8∙10 –4) додали 50 см 3 0,4 М розчину NaOH. Виміряли рН і потім розчин розбавили в 10 разів. Розрахуйте рН розведеного розчину.
159*. До 500 см 3 0,2 М розчину оцтової кислоти ( K= 1,8∙10 –5) додали 100 см 3 0,4 М розчину NaOH. Виміряли рН і потім розчин розбавили в 10 разів. Розрахуйте рН розведеного розчину, напишіть рівняння хімічної реакції.
160*. Для підтримки необхідного значення рН хімік приготував розчин: до 200 см 3 0,4 М розчину мурашиної кислоти додав 10 см 3 0,2 % розчину KОН ( p= 1 г/см 3) та отриманий обсяг розбавив у 10 разів. З яким значенням рН отримано розчин? ( K HCOOH = 1,8∙10 -4).
Чиста вода є дуже слабким електролітом. Процес дисоціації води може бути виражений рівнянням: HOH ⇆ H + + OH – . Внаслідок дисоціації води у будь-якому водному розчині містяться і іони H + і іони OH - . Концентрації цих іонів можна розрахувати за допомогою рівняння іонного добутку води
C(H +)×C(OH –) = K w ,
де K w – константа іонного добутку води ; при 25 ° C K w = 10 -14 .
Розчини, у яких концентрації іонів H+ та OH – однакові, називаються нейтральними розчинами. У нейтральному розчині C(H +) = C(OH –) = 10 –7 моль/л.
У кислому розчині C(H +) > C(OH –) і, як випливає з рівняння іонного добутку води, C(H +) > 10 –7 моль/л, а C(OH –)< 10 –7 моль/л.
У лужному розчині C(OH –) > C(H +); при цьому C(OH –) > 10 –7 моль/л, а C(H +)< 10 –7 моль/л.
pH – величина, за допомогою якої характеризують кислотність чи лужність водних розчинів; ця величина називається водневим показником та розраховується за формулою:
pH = -lg C(H +)
У кислому розчині pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.
За аналогією з поняттям «водневий показник» (pH) вводиться поняття «гідроксильний» показник (pOH):
pOH = –lg C(OH –)
Водневий та гідроксильний показники пов'язані співвідношенням
Гідроксильний показник використовується для розрахунку pH у лужних розчинах.
Сірчана кислота – сильний електроліт, що дисоціює у розведених розчинах незворотно та повністю за схемою: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2– . З рівняння процесу дисоціації видно, що C(H +) = 2·C(H 2 SO 4) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.
pH = -lg C(H +) = -lg 0,01 = 2.
Гідроксид натрію – сильний електроліт, що дисоціює незворотно та повністю за схемою: NaOH ® Na + +OH – . З рівняння процесу дисоціації видно, що C(OH –) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.
pOH = -lg C(H +) = -lg 0,1 = 1; pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13.
Дисоціація слабкого електроліту – це рівноважний процес. Константа рівноваги, записана для процесу дисоціації слабкого електроліту, називається константою дисоціації . Наприклад, для процесу дисоціації оцтової кислоти
CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO - + H +.
Кожна стадія дисоціації багатоосновної кислоти характеризується константою дисоціації. Константа дисоціації – довідкова величина; див.
Розрахунок концентрацій іонів (і pH) у розчинах слабких електролітів зводиться до розв'язання задачі на хімічну рівновагу для того випадку, коли відома константа рівноваги і необхідно знайти рівноважні концентрації речовин, що беруть участь у реакції (див. приклад 6.2 – завдання 2 типу).
У 0,35% розчині NH 4 OH молярна концентрація гідроксиду амонію дорівнює 0,1 моль/л (приклад переведення процентної концентрації в молярну – див. приклад 5.1). Цю величину часто позначають C0. C0 - це загальна концентрація електроліту в розчині (концентрація електроліту до дисоціації).
NH 4 OH прийнято вважати слабким електролітом, який оборотно дисоціює у водному розчині: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (див. також примітку 2 на стор. 5). Константа дисоціації К = 1,8 · 10 -5 (довідкова величина). Оскільки слабкий електроліт дисоціює неповністю, зробимо припущення, що продісоціювало x моль/л NH 4 OH, тоді рівноважна концентрація іонів амонію та гідроксид-іонів також дорівнюватиме x моль/л: C(NH 4 +) = C(OH -) = x моль/л. Рівноважна концентрація непродісоціюючого NH 4 OH дорівнює: С(NH 4 OH) = (C 0 -x) = (0,1-x) моль/л.
Підставляємо виражені через x рівноважні концентрації всіх частинок рівняння константи дисоціації:
.
Дуже слабкі електроліти дисоціюють незначно (x ® 0) та іксом у знаменнику як доданків можна знехтувати:
.
Зазвичай у завданнях загальної хімії іксом у знаменнику нехтують у тому випадку, якщо (у цьому випадку х – концентрація електроліту, що продісоціював, – у 10 і менше разів відрізняється від C 0 – загальної концентрації електроліту в розчині).
С(OH –) = x = 1,34∙10 -3 моль/л; pOH = –lg C(OH –) = –lg 1,34∙10 –3 = 2,87.
pH = 14 - pOH = 14 - 2,87 = 11,13.
Ступінь дисоціаціїелектроліту можна розрахувати як відношення концентрації електроліту (x), що продісоціював, до загальної концентрації електроліту (C 0):
(1,34%).
Спочатку слід перевести процентну концентрацію на молярну (див. приклад 5.1). В даному випадку C0 (H3PO4) = 3,6 моль/л.
Розрахунок концентрації іонів водню в розчинах багатоосновних слабких кислот проводиться тільки по першій стадії дисоціації. Строго кажучи, загальна концентрація іонів водню в розчині слабкої багатоосновної кислоти дорівнює сумі концентрацій іонів H +, що утворилися на кожній стадії дисоціації. Наприклад, для фосфорної кислоти C(H+) загальна = C(H+) по 1 стадії + C(H+) по 2 стадії + C(H+) по 3 стадії. Однак, дисоціація слабких електролітів протікає переважно по першій стадії, а по другій та наступним стадіям – у незначній мірі, тому
C(H +) по 2 стадії ≈ 0, C(H +) по 3 стадії ≈ 0 і C(H +) загальна ≈ C(H +) по 1 стадії.
Нехай фосфорної кислоти продисоціювало по першій стадії x моль/л, тоді з рівняння дисоціації H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 – слідує, що рівноважні концентрації іонів H + та H 2 PO 4 – також дорівнюватимуть x моль/л , а рівноважна концентрація непродисоціювальної H 3 PO 4 дорівнюватиме (3,6-x) моль/л. Підставляємо виражені через x концентрації іонів H + і H 2 PO 4 - і молекул H 3 PO 4 вираз константи дисоціації по першій стадії (K 1 = 7,5 · 10 -3 - довідкова величина):
K 1 / C 0 = 7,5 · 10 -3 / 3,6 = 2,1 · 10 -3< 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.
;
моль/л;
З(H +) = x = 0,217 моль/л; pH = -lg C (H +) = -lg 0,217 = 0,66.
(3,44%)
Завдання №8
Розрахуйте а) pH розчинів сильних кислот та основ; б) розчину слабкого електроліту та ступінь дисоціації електроліту в цьому розчині (таблиця 8). Щільність розчинів прийняти рівною 1 г/мл.
Таблиця 8 – Умови завдання №8
| № варіанта | а | б | № варіанта | а | б |
| 0,01М H 2 SO 4; 1% NaOH | 0,35% NH 4 OH | ||||
| 0,01МCa(OH) 2 ; 2% HNO 3 | 1% CH 3 COOH | 0,04М H 2 SO 4; 4% NaOH | 1% NH 4 OH | ||
| 0,5М HClO 4; 1% Ba(OH) 2 | 0,98% H 3 PO 4 | 0,7М HClO 4; 4%Ba(OH) 2 | 3% H 3 PO 4 | ||
| 0,02M LiOH; 0,3% HNO 3 | 0,34% H 2 S | 0,06M LiOH; 0,1% HNO 3 | 1,36% H 2 S | ||
| 0,1М HMnO 4; 0,1% KOH | 0,031% H 2 CO 3 | 0,2М HMnO 4; 0,2%KOH | 0,124% H 2 CO 3 | ||
| 0,4 М HCl; 0,08% Ca(OH) 2 | 0,47% HNO 2 | 0,8МHCl; 0,03% Ca(OH) 2 | 1,4% HNO 2 | ||
| 0,05M NaOH; 0,81% HBr | 0,4% H 2 SO 3 | 0,07M NaOH; 3,24% HBr | 1,23% H 2 SO 3 | ||
| 0,02M Ba(OH) 2; 0,13% HI | 0,2% HF | 0,05M Ba(OH) 2; 2,5% HI | 2% HF | ||
| 0,02М H 2 SO 4; 2% NaOH | 0,7% NH 4 OH | 0,06МH 2 SO 4; 0,8% NaOH | 5%CH 3 COOH | ||
| 0,7М HClO 4; 2%Ba(OH) 2 | 1,96% H 3 PO 4 | 0,08М H 2 SO 4; 3% NaOH | 4% H 3 PO 4 | ||
| 0,04MLiOH; 0,63% HNO 3 | 0,68% H 2 S | 0,008M HI; 1,7% Ba(OH) 2 | 3,4% H 2 S | ||
| 0,3МHMnO 4; 0,56%KOH | 0,062% H 2 CO 3 | 0,08M LiOH; 1,3% HNO 3 | 0,2% H 2 CO 3 | ||
| 0,6М HCl; 0,05% Ca(OH) 2 | 0,94% HNO 2 | 0,01M HMnO 4; 1% KOH | 2,35% HNO 2 | ||
| 0,03M NaOH; 1,62% HBr | 0,82% H 2 SO 3 | 0,9МHCl; 0,01% Ca(OH) 2 | 2% H 2 SO 3 | ||
| 0,03M Ba(OH) 2; 1,26% HI | 0,5% HF | 0,09M NaOH; 6,5% HBr | 5% HF | ||
| 0,03М H 2 SO 4; 0,4% NaOH | 3% CH 3 COOH | 0,1M Ba(OH) 2; 6,4% HI | 6%CH 3 COOH | ||
| 0,002M HI; 3% Ba(OH) 2 | 1% HF | 0,04МH 2 SO 4; 1,6% NaOH | 3,5% NH 4 OH | ||
| 0,005МHBr; 0,24% LiOH | 1,64% H 2 SO 3 | 0,001М HI; 0,4% Ba(OH) 2 | 5% H 3 PO 4 |
Приклад 7.5Змішали 200 мл 0,2М розчину H 2 SO 4 та 300 мл 0,1М розчину NaOH. Розрахуйте pH розчину, що утворився, і концентрації іонів Na + і SO 4 2– у цьому розчині.
Наведемо рівняння реакції H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O до скороченого іонно-молекулярного вигляду: H + + OH - → H 2 O
З іонно-молекулярного рівняння реакції випливає, що реакцію вступають лише іони H + і OH – і утворюють молекулу води. Іони Na + та SO 4 2– у реакції не беруть участь, тому їх кількість після реакції така сама, як і до реакції.
Розрахунок кількості речовин до реакції:
n(H 2 SO 4) = 0,2 моль/л × 0,1 л = 0,02 моль = n(SO 4 2-);
n(H +) = 2 × n(H 2 SO 4) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль;
n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na +) = n(OH –).
Іони OH – – у нестачі; вони прореагують повністю. Разом з ними прореагує стільки ж (тобто 0,03 моль) іонів H+.
Розрахунок кількостей іонів після реакції:
n(H +) = n(H +) до реакції – n(H +), що прореагували = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль;
n(Na+) = 0,03 моль; n(SO 4 2–) = 0,02 моль.
Т.к. змішуються розведені розчини, то
V заг. » V розчину H 2 SO 4 + V розчину NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.
C(Na+) = n(Na+)/V заг. = 0,03 моль: 0,5 л = 0,06 моль/л;
C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / V заг. = 0,02 моль: 0,5 л = 0,04 моль/л;
C (H +) = n (H +) / V заг. = 0,01 моль: 0,5 л = 0,02 моль/л;
pH = -lg C (H +) = -lg 2 · 10 -2 = 1,699.
Завдання №9
Розрахуйте pH та молярні концентрації катіонів металу та аніонів кислотного залишку в розчині, що утворився в результаті змішування розчину сильної кислоти з розчином лугу (таблиця 9).
Таблиця 9 – Умови завдання №9
| № варіанта | № варіанта | Об'єми та склад розчинів кислоти та луги | |
| 300 мл 0,1М NaOH та 200 мл 0,2М H 2 SO 4 | |||
| 2 л 0,05М Ca(OH) 2 та 300 мл 0,2М HNO 3 | 0,5 л 0,1М KOH та 200 мл 0,25М H 2 SO 4 | ||
| 700 мл 0,1М KOH та 300 мл 0,1М H 2 SO 4 | 1 л 0,05М Ba(OH) 2 та 200 мл 0,8М HCl | ||
| 80 мл 0,15М KOH та 20 мл 0,2М H 2 SO 4 | 400мл 0,05М NaOH та 600мл 0,02М H 2 SO 4 | ||
| 100 мл 0,1М Ba(OH) 2 та 20 мл 0,5М HCl | 250 мл 0,4М KOH та 250 мл 0,1М H 2 SO 4 | ||
| 700мл 0,05М NaOH та 300мл 0,1М H 2 SO 4 | 200мл 0,05М Ca(OH) 2 та 200мл 0,04М HCl | ||
| 50 мл 0,2М Ba(OH) 2 та 150 мл 0,1М HCl | 150мл 0,08М NaOH та 350мл 0,02М H 2 SO 4 | ||
| 900мл 0,01М KOH та 100мл 0,05М H 2 SO 4 | 600мл 0,01М Ca(OH) 2 та 150мл 0,12М HCl | ||
| 250 мл 0,1М NaOH та 150 мл 0,1М H 2 SO 4 | 100 мл 0,2М Ba(OH) 2 та 50 мл 1М HCl | ||
| 1 л 0,05М Ca(OH) 2 та 500 мл 0,1М HNO 3 | 100 мл 0,5М NaOH та 100 мл 0,4М H 2 SO 4 | ||
| 100 мл 1М NaOH та 1900 мл 0,1М H 2 SO 4 | 25 мл 0,1М KOH та 75 мл 0,01М H 2 SO 4 | ||
| 300 мл 0,1М Ba(OH) 2 та 200 мл 0,2М HCl | 100мл 0,02М Ba(OH) 2 та 150мл 0,04М HI | ||
| 200 мл 0,05М KOH та 50 мл 0,2М H 2 SO 4 | 1 л 0,01М Ca(OH) 2 та 500 мл 0,05М HNO 3 | ||
| 500мл 0,05М Ba(OH) 2 та 500мл 0,15М HI | 250мл 0,04М Ba(OH) 2 та 500мл 0,1М HCl | ||
| 1 л 0,1 М KOH та 2 л 0,05 М H 2 SO 4 | 500 мл 1М NaOH та 1500 мл 0,1М H 2 SO 4 | ||
| 250мл 0,4М Ba(OH) 2 та 250мл 0,4М HNO 3 | 200 мл 0,1М Ba(OH) 2 та 300 мл 0,2М HCl | ||
| 80 мл 0,05М KOH та 20 мл 0,2М H 2 SO 4 | 50 мл 0,2М KOH та 200 мл 0,05М H 2 SO 4 | ||
| 300 мл 0,25М Ba(OH) 2 та 200 мл 0,3М HCl | 1 л 0,03М Ca(OH) 2 та 500 мл 0,1М HNO 3 |
Гідроліз солей
При розчиненні у воді будь-якої солі відбувається дисоціація цієї солі на катіони та аніони. Якщо сіль утворена катіоном сильної основи і аніоном слабкої кислоти (наприклад, нітрит калію KNO 2), то нітрит-іони зв'язуватимуться з іонами H + відщеплюючи їх від молекул води, в результаті чого утворюється слабка азотиста кислота. В результаті цієї взаємодії в розчині встановиться рівновага:
NO 2 – + HOH ⇆ HNO 2 + OH –
KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.
Таким чином, у розчині солі, що гідролізується по аніону, з'являється надлишок іонів OH – (реакція середовища – лужна; pH > 7).
Якщо сіль утворена катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти (наприклад, хлорид амонію NH 4 Cl), то катіони NH 4 + слабкої основи відщеплюватимуть іони OH – від молекул води та утворюватимуть слабодиссоциирующий електроліт – гідроксид амонію 1 .
NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .
NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.
У розчині солі гідролізується по катіону з'являється надлишок іонів H + (реакція середовища - кисла pH< 7).
При гідролізі солі, утвореної катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти (наприклад, фторид амонію NH 4 F) катіони слабкої основи NH 4 + зв'язуються з іонами OH – , відщеплюючи їх від молекул води, а аніони слабкої кислоти F – зв'язуються з іонами H + , внаслідок чого утворюється слабка основа NH 4 OH та слабка кислота HF: 2
NH 4 + + F – + HOH ⇆ NH 4 OH + HF
NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.
Реакція середовища в розчині солі, що гідролізується і по катіону, і по аніону визначається тим, який з малодиссоциирующих електролітів, що утворюються в результаті гідролізу, є сильнішим (це можна з'ясувати, порівнявши константи дисоціації). У разі гідролізу NH 4 F середовище буде кислим (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .
Таким чином, гідролізу (тобто розкладання водою) піддаються солі, утворені:
– катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4);
– катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4);
– катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти (Mg(CH 3 COO) 2 , NH 4 F).
З молекулами води взаємодіють катіони слабких основ або (і) аніони слабких кислот; солі утворені катіонами сильних основ та аніонами сильних кислот гідролізу не піддаються.
Гідроліз солей, утворених багатозарядними катіонами та аніонами, протікає східчасто; нижче на конкретних прикладах показано послідовність міркувань, якої рекомендується дотримуватися при складанні рівнянь гідролізу таких солей.
Примітки
1. Як уже зазначалося раніше (див. примітку 2 на стор. 5) існує альтернативна точка зору, згідно з якою гідроксид амонію є сильною основою. Кисла реакція середовища в розчинах солей амонію, утворених сильними кислотами, наприклад, NH 4 Cl, NH 4 NO 3 , (NH 4) 2 SO 4 , пояснюється при такому підході оборотно протікаючим процесом дисоціації іона амонію NH 4 + ⇄ NH 3 + H + або, точніше, NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
2. Якщо гідроксид амонію вважати сильною основою, то в розчинах солей амонію, утворених слабкими кислотами, наприклад, NH 4 F слід розглядати рівновагу NH 4 + + F – ⇆ NH 3 + HF, в якій відбувається конкуренція за іон H + між молекулами аміаку та аніонами слабкої кислоти.
Приклад 8.1Запишіть у молекулярному та іонно-молекулярному вигляді рівняння реакцій гідролізу карбонату натрію. Вкажіть pH розчину (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Рівняння дисоціації солі: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–
2. Сіль утворена катіонами (Na+) сильної основи NaOH та аніоном (CO 3 2–) слабкої кислоти H2CO3. Отже, сіль гідролізується по аніону:
CO 3 2– + HOH ⇆ … .
Гідроліз у більшості випадків протікає оборотно (знак ⇄); на 1 іон, що бере участь у процесі гідролізу, записується 1 молекула HOH .
3. Негативно заряджені карбонат іони CO 3 2– зв'язуються з позитивно зарядженими іонами H + , відщеплюючи їх від молекул HOH, і утворюють гідрокарбонат іони HCO 3 – ; розчин збагачується іонами OH – (лужне середовище; pH>7):
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .
Це іонно-молекулярне рівняння першої стадії гідролізу Na2CO3.
4. Рівняння першої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, з'єднавши всі наявні в рівнянні CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – аніони (CO 3 2– , HCO 3 – і OH –) з катіонами Na + , утворивши солі Na 2 CO 3 , NaHCO 3 і основу NaOH:
Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.
5. В результаті гідролізу по першій стадії утворилися гідрокарбонат іони, які беруть участь у другій стадії гідролізу:
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH –
(негативно заряджені гідрокарбонат іони HCO 3 – зв'язуються з позитивно зарядженими іонами H + відщеплюючи їх від молекул HOH).
6. Рівняння другої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши наявні в рівнянні HCO 3 - + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH - аніони (HCO 3 - і OH -) з катіонами Na + , утворивши сіль NaHCO 3 і основу NaOH:
NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH
CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH
HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.
Приклад 8.2Запишіть у молекулярному та іонно-молекулярному вигляді рівняння реакцій гідролізу сульфату алюмінію. Вкажіть pH розчину (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Рівняння дисоціації солі: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–
2. Сіль утворена катіонами (Al 3+) слабкої основи Al(OH) 3 та аніонами (SO 4 2–) сильної кислоти H 2 SO 4 . Отже, сіль гідролізується по катіону; на 1 іон Al 3+ записується 1 молекула HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .
3. Позитивно заряджені іони Al 3+ зв'язуються з негативно зарядженими іонами OH – відщеплюючи їх від молекул HOH, і утворюють іони гідроксоалюмінію AlOH 2+ ; розчин збагачується іонами H+ (кисле середовище; pH<7):
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .
Це іонно-молекулярне рівняння першої стадії гідролізу Al2(SO4)3.
4. Рівняння першої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши всі наявні в рівнянні Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + катіони (Al 3+ , AlOH 2+ і H +) з аніонами SO 4 2– , утворивши солі Al 2 (SO 4) 3 AlOHSO 4 і кислоту H 2 SO 4:
Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 .
5. В результаті гідролізу по першій стадії утворилися катіони гідроксоалюмінію AlOH 2+ , які беруть участь у другій стадії гідролізу:
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +
(позитивно заряджені іони AlOH 2+ зв'язуються з негативно зарядженими іонами OH – відщеплюючи їх від молекул HOH).
6. Рівняння другої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши всі наявні в рівнянні AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + катіони (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , і H +) з аніонами SO 4 2– утворивши солі AlOHSO 4 , (Al(OH) 2) 2 SO 4 і кислоту H 2 SO 4:
2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4 .
7. В результаті другої стадії гідролізу утворилися катіони дигідроксоалюмінію Al(OH) 2 + , які беруть участь у третій стадії гідролізу:
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +
(позитивно заряджені іони Al(OH) 2 + зв'язуються з негативно зарядженими іонами OH – відщеплюючи їх від молекул HOH).
8. Рівняння третьої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши наявні в рівнянні Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + катіони (Al(OH) 2 + і H +) з аніонами SO 4 2– , утворивши сіль (Al(OH) 2) 2 SO 4 і кислоту H 2 SO 4:
(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4
В результаті цих міркувань отримуємо наступні рівняння гідролізу:
Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4
AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4
Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 .
Приклад 8.3Запишіть у молекулярному та іонно-молекулярному вигляді рівняння реакцій гідролізу ортофосфату амонію. Вкажіть pH розчину (pH>7, pH<7 или pH=7).
1. Рівняння дисоціації солі: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–
2. Сіль утворена катіонами (NH 4 +) слабкої основи NH 4 OH та аніонами
(PO 4 3–) слабкої кислоти H 3 PO 4 . Отже, сіль гідролізується і по катіону, і по аніону : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; ( на одну пару іонів NH 4 + та PO 4 3– в даному випадку записується 1 молекула HOH ). Позитивно заряджені іони NH 4 + зв'язуються з негативно зарядженими іонами OH – , відщеплюючи їх від молекул HOH, утворюючи слабку основу NH 4 OH, а негативно заряджені іони PO 4 3– зв'язуються з іонами H + , утворюючи гідрофосфати іони HPO:
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .
Це іонно-молекулярне рівняння першої стадії гідролізу (NH 4) PO 4 .
4. Рівняння першої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши наявні в рівнянні NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– аніони (PO 4 3– , HPO 4 2–) з катіонами NH 4 + утворивши солі (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4:
(NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4 .
5. У результаті гідролізу на першій стадії утворилися гідрофосфат аніони HPO 4 2– , які разом з катіонами NH 4 + беруть участь у другій стадії гідролізу:
NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –
(іони NH 4 + зв'язуються з іонами OH – , іони HPO 4 2– – з іонами H + , відщеплюючи їх від молекул HOH, утворюючи слабку основу NH 4 OH та дигідрофосфат іони H 2 PO 4 –).
6. Рівняння другої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши наявні в рівнянні NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – аніони (HPO 4 2– та H 2 PO 4 –) з катіонами NH 4 + утворивши солі (NH 4) 2 HPO 4 і NH 4 H 2 PO 4:
(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4 .
7. В результаті другої стадії гідролізу утворилися дигідрофосфат аніони H 2 PO 4 – , які разом з катіонами NH 4 + беруть участь у третій стадії гідролізу:
NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4
(іони NH 4 + зв'язуються з іонами OH - , іони H 2 PO 4 - - з іонами H + відщеплюючи їх від молекул HOH і утворюють слабкі електроліти NH 4 OH і H 3 PO 4).
8. Рівняння третьої стадії гідролізу в молекулярному вигляді можна отримати, зв'язавши присутні в рівнянні NH 4 + + H 2 PO 4 - + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 аніони H 2 PO 4 - і катіонами NH 4 + і утворивши сіль NH 4 H 2 PO 4:
NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 .
В результаті цих міркувань отримуємо наступні рівняння гідролізу:
NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4
NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4
NH 4 + +H 2 PO 4 – +HOH ⇆ NH 4 OH+H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+H 3 PO 4 .
Процес гідролізу протікає переважно по першій стадії, тому реакція середовища в розчині солі, що гідролізується і по катіону, і по аніону визначається тим, який з малодисоціюючих електролітів, що утворюються на першій стадії гідролізу, є сильнішим. У цьому випадку
NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–
реакція середовища буде лужною (pH>7), оскільки іон HPO 4 2– – слабший електроліт, ніж NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3×10 –12 (дисоціація іона HPO 4 2– – це дисоціація H 3 PO 4 по третій стадії, тому KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).
Завдання №10
Запишіть у молекулярному та іонно-молекулярному вигляді рівняння реакцій гідролізу солей (таблиця 10). Вкажіть pH розчину (pH>7, pH<7 или pH=7).
Таблиця 10 - Умови завдання №10
| № варіанта | Список солей | № варіанта | Список солей |
| а) Na 2 CO 3 б) Al 2 (SO 4) 3 в) (NH 4) 3 PO 4 | а) Al(NO 3) 3 , б) Na 2 SeO 3 , в) (NH 4) 2 Te | ||
| а) Na 3 PO 4 б) CuCl 2 в) Al(CH 3 COO) 3 | а) MgSO 4 , б) Na 3 PO 4 , в) (NH 4) 2 CO 3 | ||
| а) ZnSO 4 б) K 2 CO 3 в) (NH 4) 2 S | а) CrCl 3 б) Na 2 SiO 3 в) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| а) Cr(NO 3) 3 , б) Na 2 S, в) (NH 4) 2 Se | а) Fe 2 (SO 4) 3 , б) K 2 S, в) (NH 4) 2 SO 3 |
Продовження таблиці 10
| № варіанта | Список солей | № варіанта | Список солей |
| а) Fe(NO 3) 3 б) Na 2 SO 3 в) Mg(NO 2) 2 | |||
| а) K 2 CO 3 б) Cr 2 (SO 4) 3 в) Be(NO 2) 2 | а) MgSO 4 б) K 3 PO 4 в) Cr(CH 3 COO) 3 | ||
| а) K 3 PO 4 б) MgCl 2 в) Fe(CH 3 COO) 3 | а) CrCl 3 б) Na 2 SO 3 в) Fe(CH 3 COO) 3 | ||
| а) ZnCl 2 б) K 2 SiO 3 в) Cr(CH 3 COO) 3 | а) Fe 2 (SO 4) 3 б) K 2 S в) Mg (CH 3 COO) 2 | ||
| а) AlCl 3 б) Na 2 Se, в) Mg(CH 3 COO) 2 | а) Fe(NO 3) 3 , б) Na 2 SiO 3 , (NH 4) 2 CO 3 | ||
| а) FeCl 3 б) K 2 SO 3 в) Zn(NO 2) 2 | а) K 2 CO 3 б) Al(NO 3) 3 в) Ni(NO 2) 2 | ||
| а) CuSO 4 , б) Na 3 AsO 4 , в) (NH 4) 2 SeO 3 | а) K 3 PO 4 б) Mg(NO 3) 2 в) (NH 4) 2 SeO 3 | ||
| а) BeSO 4 б) K 3 PO 4 в) Ni(NO 2) 2 | а) ZnCl 2 , Na 3 PO 4 , в) Ni(CH 3 COO) 2 | ||
| а) Bi(NO 3) 3 б) K 2 CO 3 в) (NH 4) 2 S | а) AlCl 3 б) K 2 CO 3 в) (NH 4) 2 SO 3 | ||
| а) Na 2 CO 3 б) AlCl 3 в) (NH 4) 3 PO 4 | а) FeCl 3 , б) Na 2 S, в) (NH 4) 2 Te | ||
| а) K 3 PO 4 б) MgCl 2 в) Al(CH 3 COO) 3 | а) CuSO 4 , б) Na 3 PO 4 , в) (NH 4) 2 Se | ||
| а) ZnSO 4 б) Na 3 AsO 4 в) Mg(NO 2) 2 | а) BeSO 4 , б) б) Na 2 SeO 3 , в) (NH 4) 3 PO 4 | ||
| а) Cr(NO 3) 3 б) K 2 SO 3 в) (NH 4) 2 SO 3 | a) BiCl 3 б) K 2 SO 3 в) Al(CH 3 COO) 3 | ||
| а) Al(NO 3) 3 , б) Na 2 Se, в) (NH 4) 2 CO 3 | a) Fe(NO 3) 2 , б) Na 3 AsO 4 , в) (NH 4) 2 S |
Список літератури
1. Лур'є, Ю.Ю. Довідник з аналітичної хімії/Ю.Ю. Лур'є. - М.: Хімія, 1989. - 448 с.
2. Рабінович, В.А. Короткий хімічний довідник/В.А. Рабінович, З.Я. Хавін - Л.: Хімія, 1991. - 432 с.
3. Глінка, Н.Л. Загальна хімія/Н.Л. Глінка; за ред. В.А. Рабіновича. - 26-е вид. - Л.: Хімія, 1987. - 704 с.
4. Глінка, Н.Л. Завдання та вправи із загальної хімії: навчальний посібник для вузів / Н.Л. Глінка; за ред. В. А. Рабіновича та Х.М. Рубіною - 22-е вид. - Л.: Хімія, 1984. - 264 с.
5. Загальна та неорганічна хімія: конспект лекцій для студентів технологічних спеціальностей: о 2 год. / Могилівський державний університет продовольства; авт.-упоряд. В.А. Огородників. - Могильов, 2002. - Ч. 1: Загальні питання хімії. - 96 с.
Навчальне видання
ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ
Методичні вказівки та контрольні завдання
для студентів технологічних спеціальностей заочної форми навчання
Упорядник: Огородніков Валерій Анатолійович
Редактор Т.Л Матеуш
Технічний редактор О.О. Щербакова
Підписано до друку. Формат 60'84 1/16
Друк офсетний. Гарнітура Таймс. Друк трафаретний
Ум. піч. арк. Уч. вид. л. 3.
Тираж екз. Замовлення.
Надруковано на ризографі редакційно-видавничого відділу
заклади освіти
"Могилівський державний університет продовольства"
Водневий показник - рН - це міра активності (у разі розбавлених розчинів відображає концентрацію) іонів водню в розчині, що кількісно виражає його кислотність, обчислюється як негативний (взятий зі зворотним знаком) десятковий логарифм активності водневих іонів, вираженої в молях на літр.
pН = – lg
Це поняття було запроваджено 1909 року датським хіміком Серенсеном. Показник називається pH, за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni – сила водню, або pondus hydrogenii – вага водню.
Дещо менше поширення отримала зворотна pH величина – показник основності розчину, pOH, що дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації в розчині іонів OH:
рОН = - lg
У чистій воді при 25°C концентрації іонів водню () і гідроксид-іонів () однакові і становлять 10 -7 моль/л, це безпосередньо випливає з константи автопротолізу води К w , яку називають іонним добутком води:
К w = · =10 -14 [моль 2 / л 2] (при 25 ° C)
рН + рОН = 14
Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, то кажуть, що розчин має нейтральну реакцію. При додаванні до води кислоти концентрація іонів водню збільшується, а концентрація гідроксид-іонів відповідно зменшується, при додаванні основи навпаки підвищується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню падає. Коли кажуть, що розчин є кислим, а при лужним.
Визначення рН
Для визначення значення рН розчинів широко використовують кілька способів.
1) Водневий показник можна оцінювати приблизно за допомогою індикаторів, точно вимірювати pH-метром або визначати аналітично шляхом, проведенням кислотно-основного титрування.
Для грубої оцінки концентрації водневих іонів широко використовують кислотно-основні індикатори – органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. До найвідоміших індикаторів належать лакмус, фенолфталеїн, метиловий помаранчевий (метилоранж) та інші. Індикатори здатні існувати у двох по-різному забарвлених формах – або кислотної, або основний. Зміна кольору кожного індикатора відбувається у своєму інтервалі кислотності, який зазвичай становить 1-2 одиниці (див. Таблиця 1, заняття 2).
Для розширення робочого інтервалу вимірювання pH використовують так званий універсальний індикатор, що є сумішшю з декількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір із червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислої області в лужну. Визначення pH індикаторним методом утруднено для каламутних або забарвлених розчинів.
2) Аналітичний об'ємний метод – кислотно-основне титрування – також дає точні результати визначення загальної кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додається до досліджуваного розчину. При їх змішуванні протікає хімічна реакція. Точка еквівалентності – момент, коли титранта точно вистачає, щоб повністю завершити реакцію – фіксується за допомогою індикатора. Далі, знаючи концентрацію та обсяг доданого розчину титранту, обчислюється загальна кислотність розчину.
Кислотність середовища має важливе значення для безлічі хімічних процесів, і можливість перебігу або результату тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища. Для підтримки певного значення pH в реакційній системі при проведенні лабораторних досліджень або на виробництві застосовують буферні розчини, які дозволяють зберігати практично постійне значення pH при розведенні або додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або луги.
Водневий показник pH широко використовується для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ (табл. 2).
Кислотність реакційного середовища особливе значення має біохімічних реакцій, які у живих системах. Концентрація в розчині іонів водню часто впливає на фізико-хімічні властивості та біологічну активність білків та нуклеїнових кислот, тому для нормального функціонування організму підтримання кислотно-основного гомеостазу є завданням надзвичайної важливості. Динамічне підтримання оптимального pH біологічних рідин досягається завдяки дії буферних систем.
3) Використання спеціального приладу – pH-метра – дозволяє вимірювати pH у ширшому діапазоні та точніше (до 0,01 одиниці pH), ніж за допомогою індикаторів, відрізняється зручністю та високою точністю, дозволяє вимірювати pH непрозорих та кольорових розчинів і тому широко використовується.
За допомогою рН-метра вимірюють концентрацію іонів водню (pH) у розчинах, питній воді, харчовій продукції та сировині, об'єктах. довкіллята виробничих систем безперервного контролю технологічних процесів, У т. ч. в агресивних середовищах.
рН-метр незамінний для апаратного моніторингу pH розчинів поділу урану та плутонію, коли вимоги до коректності показань апаратури без її калібрування надзвичайно високі.
Прилад може використовуватись у лабораторіях стаціонарних та пересувних, у тому числі польових, а також клініко-діагностичних, судово-медичних, науково-дослідних, виробничих, у тому числі м'ясо-молочної та хлібопекарської промисловості.
Останнім часом pH-метри також широко використовуються в акваріумних господарствах, контролю якості води в побутових умовах, землеробства (особливо у гідропоніці), а також – для контролю діагностики стану здоров'я
Таблиця 2. Значення рН для деяких біологічних систем та інших розчинів