Чем меньше ph тем сильнее кислота
Чем меньше ph тем сильнее кислота
§10.3. Водородный показатель. Шкала рН.
Впрочем, даже для такого слабого электролита, как вода, можно измерить константу диссоциации Кд:
Чтобы разобраться в том, как устроена шкала рН, сначала упростим выражение для константы диссоциации воды. Действительно, величина [Н2О] есть не что иное, как молярная концентрация воды, выраженная в моль/л. Но число молей воды в 1 л воды всегда постоянно! Если рассматривать чистую воду как «раствор воды в воде», то нетрудно посчитать число молей Н2О в 1 л воды.
Масса 1 моля воды 18 г (молярная масса воды), а масса 1 литра воды составляет 1000 г (примем, что плотность Н2О при комнатной температуре не сильно отличается от 1 г/см 3 ):
18 г Н2О – 1 моль,
1000 г Н2О (1 л) – х моль.
Отсюда:
Следовательно, в 1 л чистой воды всегда содержится 55,6 моль Н2О, а значение [Н2О] = 55,6 моль/л является величиной постоянной.
Теперь мы можем умножить константу диссоциации воды на эту постоянную величину 55,6. Получим:
55,6·Кд = [Н + ][ОН – ] = 55,6·1,8·10 –16 = 100·10 –16 = 10 –14
Если новую константу 55,6·Кд обозначить как Кw (от английского water – вода), получается выражение, называемое ионным произведением воды:
# Для воды и ее растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды Кw.
Рис. 10-2. Шкала рН. Ниже шкалы показаны цвета универсальной индикаторной бумаги. Цвет бумажной полоски изменяется в зависимости от рН раствора, которым она смочена.
Водородный показатель можно не только измерить с помощью индикаторной бумаги или рН-метра, но и вычислить. Для этого концентрацию ионов водорода в растворе следует записать как 10 n моль/л. В таком случае рН будет равен показателю степени n, взятому с обратным знаком. Например, концентрация ионов водорода в нейтральном растворе составляет [Н + ] = 10 –7 моль/л (n = –7). Следовательно, в нейтральном растворе рН = 7.
# Для нейтральных растворов и чистой воды рН = 7.
Это значение (рН = 7) располагается точно посередине шкалы. Теперь надо разобраться в том, как получаются крайние значения шкалы слева и справа: 0 и 14.
Допустим, имеется раствор сильной одноосновной кислоты (например, HCl или HBr) концентрации 1 моль/л. В этом случае концентрация ионов водорода Н + тоже составит 1 моль/л. Ионное произведение воды и в таком растворе сохраняет свое значение:
В таком случае [Н + ] = 10 0 (поскольку 10 0 = 1 моль/л). Следовательно, рН = 0. Это самый кислый раствор в шкале рН.
Чем меньше рН, тем выше кислотность среды. И наоборот, чем больше рН, тем выше щелочность среды.
Приведем конкретные примеры. Допустим, имеется раствор сильной кислоты HCl концентрации 0,01 моль/л. Поскольку молекулы HCl в растворе полностью распадаются на ионы, концентрация ионов Н + тоже составит 0,01 моль/л (или 10 –2 моль/л), а рН = 2. Мы видим, что для кислых растворов рН 7. Покажем это на примере раствора сильного основания NaOH, концентрация которого тоже 0,01 моль/л. Концентрация ионов ОН – составит 0,01 моль/л (или 10 –2 ). Поскольку Кw всегда остается постоянной, можно вычислить концентрацию ионов водорода и рН в таком растворе:
Кw = [Н + ][10 –2 ] = 10 –14
или
Следовательно, в данном случае рН = 12.
В общем случае формула, помогающая определить рН щелочных растворов, выглядит так:
Раньше, в §8.5 мы уже рассказывали о специальных веществах – индикаторах – с помощью которых можно качественно определять среду раствора. Индикаторы меняют цвет в зависимости от кислотности или щелочности растворов. Достаточно добавить 1-2 капли разбавленного водно-спиртового раствора индикатора в исследуемый раствор, чтобы проявилась окраска. Например, индикатор фенолфталеин в щелочных растворах малиновый, а в кислых растворах – бесцветный. Индикатор лакмус дает красное окрашивание в кислой среде, а в щелочной – синее. Здеь мы воспроизводим таблицу индикаторов из §8.5, но теперь уже с указанием интервалов рН, в которых происходят цветовые переходы.
Таблица 10-1. Цветовые переходы некоторых индикаторов в зависимости от рН среды.
Цвет индикатора, интервал рН:
В опытах из «Единой коллекции образовательных ресурсов» показывается действие кислот и щелочей на разные индикаторы.
Как видно из таблицы, рН раствора не обязательно может иметь целочисленное значение. В отличие от индикаторной бумаги, современные электронные приборы – рН-метры – измеряют рН с точностью до двух знаков после запятой.
** Более строго водородный показатель определяется следующим образом: рН раствора равен обратному логарифму от концентрации ионов водорода в этом растворе.
Не все наши читатели уже знакомы с логарифмами, поэтому коротко объясним, что это такое. Десятичный логарифм числа а, т.е. логарифм по основанию 10 (обозначение log10а или lgа), показывает, в какую степень надо возвести число 10 (основание логарифма), чтобы получить число а.
Например,
lg100 = 2 (поскольку 10 2 = 100),
lg1000 = 3,
lg10 = 1,
lg1 = 0 (поскольку 10 0 = 1), и т.д.
Логарифмы обладают многими полезными свойствами, необходимыми для сложных вычислений. Среди них два важных соотношения:
рН = – lg 5,1·10 –3 = – (lg 5,1 + lg10 –3 ).
Для второго члена этой суммы можно применить другое свойство логарифмов:
рН = – (lg 5,1 + lg10 –3 ) = – (lg 5,1 – 3 lg10), или
рН = 3 – lg 5,1.
С помощью инженерного калькулятора можно вычислить значение lg 5,1 = 0,7. Отсюда рН = (3 – 0,7) = 2,7.
Область применения водородного показателя очень широка: это не только аналитическая химия, но и пищевая промышленность, экология, биология, медицина. Например, рН свежего молока должен быть в интервале 6,6–6,9. Речная и водопроводная вода имеют рН немного меньше 7. В морской воде среда слабощелочная (рН = 8). Кровь человека должна сохранять значение рН в очень узком интервале: 7,35–7,45. Изменение на 0,1–0,2 единицы рН может иметь тяжелые последствия для здоровья. Косметические и моющие средства проходят проверку на оптимальное значение рН для того, чтобы при их использовании не страдала кожа.
** Но как вычисляют рН в растворах слабых кислот и оснований? Ведь в этом случае распад на ионы происходит не полностью. Например, в растворе слабой кислоты концентрация ионов H + уже не будет равна концентрации самой кислоты. Здесь на помощь приходит закон разбавления Оствальда для слабых электролитов (см. предыдущий параграф). Константа диссоциации Кд и степень диссоциации α слабых электролитов связаны соотношением:
В этом выражении можно умножить левую и правую части на концентрацию С:
Но дело в том, что αС = [H + ] (здесь мы рассматриваем пример слабой кислоты). Поэтому можно записать:
10.7. (НГУ). Рассчитайте рН а) 0,05 М раствора серной кислоты, б) 0,1 М раствора гидроксида калия. Как изменится рН этих растворов при разбавлении в 10 раз?
10.8. Имеется раствор соляной кислоты с рН = 5. Какова концентрация ионов водорода в таком растворе? Раствор разбавили в 10 раз – каким станет его рН? Раствор разбавили еще в 10 раз – каков теперь рН раствора? Если полученный раствор разбавить еще в 10 раз, сможет ли он стать щелочным?
10.9. (НГУ). В 200 мл раствора NaOH содержится 1,204·10 21 ионов натрия. Рассчитайте рН раствора. Как изменится значение рН при добавлении к этому раствору 100 мл 0,05 М раствора HCl?
10.10. (НГУ). Между собой реагируют 2,0 г водорода и 2,0 г хлора. Образовавшийся газ поглощается в 560 мл H2O (без изменения объема раствора). Определите рН полученного раствора.
** 10.12. (НГУ). Рассчитайте рН раствора, полученного при количественном взаимодействии 100 мл 0,01 М водного раствора сероводорода с газообразным хлором, который при Р = 1 атм и t о = 25 о С занимает объем 97,8 мл. Указание: объем раствора не меняется, образующиеся кислоты диссоциируют полностью.
Водородный показатель pH. Таблицы показателей pH.
pH измеряется в степенях числа 10. Концентрация ионов водорода в растворесс pH 1.0 в 10 раз выше, чем концентрация ионов водорода в растворе с pH 2.0. Чем выше концентрация ионов водорода, тем ниже pH
/
Ионы водорода
H +
гидроксильные ионы
OH —
Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора. Лакмус, фенолфтолеин, метилоранж.
* [ x ] — концентрация ионов ‘x’
Таблица pH бытовых веществ, материалов и продуктов.