Водородный показатель. Ионное произведение воды.

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH=-lg[ H+ ] В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению H2O=H++OH- Константа диссоциации при 22° С составляет Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: С[H2O ]=1000/18=55,55моль/л. Тогда: C[ H+ ] ·C[ OH- ]=K·C[H2O]=1,8·10-16·55,55=10-14 Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды КВ и при 25° С составляет 10-14. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H+если известна концентрация ионов OH- и наоборот: . Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл. В случае, если [ H+ ] =[ OH- ]эти концентрации (каждая из них) равны моль/л, т.е [ H+ ] =[ OH- ]=10-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах pH=-lg[ H+ ]=7 и рОН=-lg[ OH-]=7 Если [ H+ ]>10-7моль/л, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7. Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7моль/л -среда щелочная; рН>7. В любом водном растворе рН + рОН =14, где рОН=-lg[ OH-] Величина рН имеет большое значение для биохимических процес­сов, для различных производственных процессов, при изучении свойств природных вод и возможности их применения и т.д.

Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует пред­варительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода ( ) или свободных гидроксил ионов ( ), а затем воспользоваться формулами: pH=-lg[ H+ ]; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14 Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению где См иона – молярная концентрация иона в моль/л; См – молярная концентрация электролита в моль/л; α-степень диссоциации электролита; n -количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита. Если электролит слабый, то значение степени диссоциации может быть определено на основании закона разбавления Оствальда: тогда CMиона=См·α·n =v СMКдис Пример 1. Вычислить рН 0,001H раствора гидроксида натрия. Решение: гидроксид натрия является сильным электролитом, диссоциация в водном растворе происходит по схеме: NaOH —>Na++OH- Степень диссоциации в разбавленном растворе можно принять равной 1. Концентрация ионов ОН (моль/л) в растворе равна: Пример 2. Вычислить рН 1%-ного раствора муравьиной кислоты, считая, что плотность раствора равна 1г/мл; Кдисс = 2,1·10-4 Решение: 1л раствора содержит 10г НСООН, что составляет 10/46= =0,22моль, где 4б г/моль - молярная масса муравьиной кис­лоты. Следовательно, молярная концентрация раствора равна 0,22моль/л. Муравьиная кислота – слабый электролит, поэтому так как HCOOH <—>H++HCOO- Пример 3. рН раствора составляет 4,3. Вычислить [ H+ ] и [ OH- ] Решение: [Н+] = 10-pH =10-4,3 = 5•10-5моль/л [ OH- ]=10-14/5•10-5=2•10-10моль/л.