Диссоциация воды, рН растворов. Буферные растворы

1

Размещено на http://www.allbest.ru/

Диссоциация воды. рН растворов. Буферные растворы

Если в цепь для определения проводимости воды включить чувствительный гальванометр, то он покажет наличие электрического тока.

Это значит, что молекулы воды в небольшой степени диссоциируют на ионы:

2H2O - H3O⁺ + OH- или

H2O - H⁺ + OH- .

Применим к этому равновесию закон действующих масс.

V1 = K1[H2O]

V2 = K2[H+][OH-]

V1 = V2;

K1[H2O] = K2[H⁺][OH-]

K1/K2 = [H+][OH-]/[H2O].

Так как вода является слабым электролитом, то [H2O] = const,

Kp ·[H2O] = [H+][OH-] = Kw.

KW - показывает, чему равно произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде, и называется ионным произведением воды.

При 22 °C Kw = 10 -¹⁴

[H+][OH-] = 10-¹⁴; [H+] = [OH-], откуда [H+]² = 10-¹⁴, и

[H+] = [OH-] = (10-¹⁴)^1/2 = 10-⁷. Тогда [H+] = 10-¹⁴/[OH-],

[OH-] = 10-¹⁴/[H+].

Концентрации ионов водорода и гидроксила можно выражать в граммах на 1 литр раствора. Для этого нужно умножить значение концентрации (в молях ионов на литр) на соответствующую массу ионов (для H⁺ - на 1, для OH^- - на 17). Изменение концентрации ионов водорода, а отсюда, естественно, и концентрации ионов гидроксила, приводит к увеличению кислотности (щелочности) среды.

Концентрации ионов водорода, а также и гидроксила, выраженные в молях ионов на литр, обычно составляют малые доли единицы. Пользоваться ими неудобно. Поэтому введены особые единицы измерения концентраций ионов водорода, называемые водородным показателем, и обозначаемые pH.

Водородным показателем называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

Пример:

[H+] = 1 · 10-7 lg[H+] = -7 pH = 7,0

[H+] = 1 · 10-9 lg[H+] = -9 pH = 9,0

[H+] = 5 · 10-3 lg[H+] = 0,7 - 3 = -2.3 pH = 2,3

[H+] = 3 · 10-7 lg[H+] = 0,48 - 7 = -6.52 pH = 6,52

[H+] = 2.0 lg[H+] = 0,3 pH = -0,3

Аналогично отрицательный десятичный логарифм OH- называется гидроксильным показателем и обозначается pOH.

Характер среды, выраженный через pH и pOH, можно показать следующим образом:

pH = 7 - среда нейтральная; pOH = 7 - среда нейтральная;

pH < 7 - среда кислая; pOH > 7 - среда кислая;

pH > 7 - среда щелочная; pOH < 7 - среда щелочная.

Зная pH, можно установить pOH, так как pH + pOH = 14. Приближённые значения рН некоторых растворов

рН некоторых растворов

Концентрированная cоляная кислота -1,1

1М раствор HСl 0,0

Желудочный сок 1,4

Лимонный сок 2,1

Апельсиновый сок 2,8

Томатный сок 4,1

Молоко 6,9

Кровь 7,4

Дождевая вода 5,6-6,5

Чистая вода при 25^оС 7,0

Раствор пищевой соды 8,5

Раствор буры 9,2

Известковая вода 10,5

1М раствор NaOH 14,0

Насыщенный растворNaOH~15,0

Для измерения pH существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, индикаторов, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Кислотно-основной индикатор представляет собой слабую кислоту или основание, которые обладают резко отличающейся окраской в диссоциированном и недиссоциированном состояниях. Чаще всего это сложные органические соединения.

Добавление в раствор кислоты смещает равновесие индикатора влево, а добавление щелочи - вправо. Следовательно, метиловый оранжевый имеет красную окраску в кислых растворах и жёлтую в - щелочных. Интенсивность окраски таких индикаторов достаточно велика и хорошо заметна даже при введении небольшого количества индикатора, не способного существенно повлиять на рН раствора. Отношение концентраций диссоциированной и недиссоциированной форм индикатора зависит от концентрации ионов водорода в растворе

.

Отсюда

а, следовательно,

Для метилового оранжевого КД = 1,6 5 · 10^-4 и рК = 3,8. Это означает, что при рН = 3,8 нейтральная и диссоциированные формы находятся в равновесии в приблизительно равных концентрациях.

Наиболее употребительными индикаторами являются: метиловый оранжевый, лакмус, фенолфталеин и другие.

Характеристики индикаторов

Фенолфталеин бесцветный рН < 8 бледно-малиновый 8.0 < pH < 9.8 малиновый pH > 9.8

Лакмус красный рН < 5 фиолетовый 5 < рН < 8 синий рН > 8

Метиловый оранжевый красный рН < 3.1 оранжевый 3.1 < рН < 4.4 желтый рН > 4.4

Метиловый фиолетовый жёлтый рН = 0 фиолетовый рН> 3

Бромкрезоловый зелёный жёлтый рН < 3,8 синий рН > 5,6

Бромтимоловый жёлтый рН < 6 синий pH > 7,7

Тимоловый синий красный Рн < 0,5 жёлтый 2,5 < pH < 7,9 синий pH > 7,9

Для многих процессов величина pH имеет большое значение. pH крови человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут развиваться в определенном интервале pH, характерном для данного вида растений.

Например, pH крови 7.34 (артериальная) и 7.4 (венозная). Повышение pH крови хотя бы на 0.1 ведет к тяжёлому заболеванию. Растения развиваются при определенных значениях pH. Микроорганизмы также развиваются при определенных pH. Так, актиномицеты, ацидофилы, грибковые бактерии растут при pH = 4-6. Все болезнетворные микробы развиваются при pH 7.3-8.0. Даже для деления микробов используют различия в pH их жизнедеятельности.

На состояние динамического равновесия, в котором находится раствор слабого электролита, сильно влияет присутствие одноименного иона. Так, диссоциация уксусной кислоты протекает по схеме

и для этой реакции

Прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли (CH3COONa > CH3COO- + Na+) резко увеличивает концентрацию ионов CH3COO- и смещает равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул кислоты. Ее диссоциация теперь пренебрежимо мала, и концентрация недиссоциированных молекул почти равна концентрации кислоты, тогда при [CH3COOH] = [кислота], и [CH3COO-] = [соль] концентрация H+ равна

или

Следовательно, концентрация ионов H+ этого раствора будет определяться соотношением концентраций кислоты и соли, взятых для его приготовления.

Рассуждая аналогичным образом, можно вывести уравнения для раствора слабого основания и его соли (NH4OH и NH4Cl):

или

Из предыдущих уравнений видно, что концентрация ионов водорода при разбавлении сохраняется, ибо отношения [кислота]:[соль], [соль]:[основание] остаются постоянными. Добавление к такой смеси кислоты или щелочи приводит к связыванию избыточных ионов H+ анионами, а OH- - катионами. Это смещает равновесие диссоциации слабого электролита, в результате чего концентрация H+ практически не меняется. Растворы, содержащие смесь слабого электролита и его соли, сохраняющие характерные для него значения pH при разбавлении, добавлении сильных кислот или щелочей, называются буферными.

Если к одному литру ацетатного буфера, содержащего по 0,1 моля уксусной кислоты (K = 1,86 · 10-5) и ее соли, имеющего [H+] = 1,86 • 10-5, pH 4,73, добавить 10 мл HCl (0,01 моля), то в результате реакции

концентрация кислоты увеличится, а соли уменьшится на 0,01 моля; тогда

Добавление такого же количества щелочи приведет к увеличению [CH3COO-]:

Следовательно, и в том, и в другом случае pH буферного раствора изменится на 0,09. Легко подсчитать, что добавление к 1 л воды 0,01 моля HCl или NaOH изменит pH на 5 единиц. Действительно, если в воде pH равно 7, то концентрация [H+]HCl с CM(HCl) = 0,01 моль•л-1, то есть pH = 2; в NaOH с CM(HCl) = 0,01 моль•л-1 pOH = 2, pH = 12.

Однако буферные растворы сохраняют постоянство pH только до прибавления определенного количества сильной кислоты или щелочи, то есть буферные растворы обладают определенной «емкостью».

Буферная емкость определяется количеством эквивалентов сильной кислоты или основания, которые необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его pH на единицу.

Очевидно, чем более концентрированный буферный раствор, тем больше его буферная емкость.

ионный концентрация водород кислотный индикатор

Размещено на Allbest.ru