Водородный показатель - характеристика кислотности

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (РН). Одно из важнейших свойств водных растворов – их кислотность (или щелочность), которая определяется концентрацией ионов Н⁺ и ОН^– (см. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРОЛИТЫ). Концентрации этих ионов в водных растворах связаны простой зависимостью [H⁺][OH^–] = К _w; (квадратными скобками принято обозначать концентрацию в единицах моль/л). Величина Kw называется ионным произведением воды и при данной температуре постоянна. Так, при 0^оС она равна 0, 11Ч10^–14, при 20^оС – 0, 69Ч10^–14, а при 100^оС – 55, 0Ч10^–14. Чаще всего пользуются значением K _w при 25^оС, которое равно 1, 00Ч10^–14. В абсолютно чистой воде, не содержащей даже растворенных газов, концентрации ионов Н⁺ и ОН^– равны (раствор нейтрален). В других случаях эти концентрации не совпадают: в кислых растворах преобладают ионы Н⁺, в щелочных – ионы ОН^–. Но их произведение в любых водных растворах постоянно. Поэтому если увеличить концентрацию одного из этих ионов, то концентрация другого иона уменьшится во столько же раз. Так, в слабом растворе кислоты, в котором [H⁺] = 10^–5 моль/л, [OH^–] = 10^–9 моль/л, а их произведение по-прежнему равно 10^–14. Аналогично в щелочном растворе при [OH^–] = 3, 7Ч10^–3 моль/л [H⁺] = 10^–14/3, 7Ч10^–3 = 2, 7Ч10^–11 моль/л.

Из сказанного следует, что можно однозначно выразить кислотность раствора, указав концентрацию в нем только ионов водорода. Например, в чистой воде [H⁺] = 10^–7 моль/л. На практике оперировать такими числами неудобно. Кроме того, концентрации ионов Н⁺ в растворах могут отличаться в сотни триллионов раз – примерно от 10^–15 моль/л (крепкие растворы щелочей) до 10 моль/л (концентрированная соляная кислота), что невозможно изобразить ни на каком графике. Поэтому давно договорились для концентрации ионов водорода в растворе указывать только показатель степени 10, взятый с обратным знаком; для этого концентрацию следует выразить в виде степени 10х, без множителя, например, 3, 7Ч10^–3 = 10^{–2, 43}. (При более точных расчетах, особенно в концентрированных растворах, вместо концентрации ионов используют их активности.) Этот показатель степени получил название водородного показателя, а сокращенно рН – от обозначения водорода и немецкого слова Potenz – математическая степень. Таким образом, по определению, рН = –lg[Н⁺]; эта величина может изменяться в небольших пределах – всего от –1 до 15 (а чаще – от 0 до 14). При этом изменению концентрации ионов Н⁺ в 10 раз соответствует изменение рН на одну единицу. Обозначение рН ввел в научный обиход в 1909 датский физикохимик и биохимик С.П.Л.Сёренсен, который занимался в то время изучением процессов, происходящих при сбраживании пивного солода, и их зависимостью от кислотности среды.

При комнатной температуре в нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН < 7, а в щелочных рН > 7. Приблизительно значение рН водного раствора можно определить с помощью индикаторов. Например, метиловый оранжевый при рН < 3, 1 имеет красный цвет, а при рН > 4, 4 – желтый; лакмус при рН < 6, 1 красный, а при рН > 8 – синий и т.д. Более точно (до сотых долей) значение рН можно определить с помощью специальных приборов – рН-метров. Такие приборы измеряют электрический потенциал специального электрода, погруженного в раствор; этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода в растворе, и его можно измерить с высокой точностью.

Интересно сравнить значения рН растворов различных кислот, оснований, солей (при концентрации 0, 1 моль/л), а также некоторых смесей и природных объектов. Для малорастворимых соединений, отмеченных звездочкой, приведены рН насыщенных растворов.

Таблица undefined

Таблица позволяет сделать ряд интересных наблюдений. Значения рН, например, сразу показывают сравнительную силу кислот и оснований. Хорошо видно также сильное изменение нейтральной среды в результате гидролиза солей, образованных слабыми кислотами и основаниями, а также при диссоциации кислых солей.

. Концентрации этих ионов в водных растворах связаны простой зависимостью [H⁺][OH^–] = К _w; (квадратными скобками принято обозначать концентрацию в единицах моль/л). Величина Kw называется ионным произведением воды и при данной температуре постоянна. Так, при 0^оС она равна 0, 11Ч10^–14, при 20^оС – 0, 69Ч10^–14, а при 100^оС – 55, 0Ч10^–14. Чаще всего пользуются значением K _w при 25^оС, которое равно 1, 00Ч10^–14. В абсолютно чистой воде, не содержащей даже растворенных газов, концентрации ионов Н⁺ и ОН^– равны (раствор нейтрален). В других случаях эти концентрации не совпадают: в кислых растворах преобладают ионы Н⁺, в щелочных – ионы ОН^–. Но их произведение в любых водных растворах постоянно. Поэтому если увеличить концентрацию одного из этих ионов, то концентрация другого иона уменьшится во столько же раз. Так, в слабом растворе кислоты, в котором [H⁺] = 10^–5 моль/л, [OH^–] = 10^–9 моль/л, а их произведение по-прежнему равно 10^–14. Аналогично в щелочном растворе при [OH^–] = 3, 7Ч10^–3 моль/л [H⁺] = 10^–14/3, 7Ч10^–3 = 2, 7Ч10^–11 моль/л.

Из сказанного следует, что можно однозначно выразить кислотность раствора, указав концентрацию в нем только ионов водорода. Например, в чистой воде [H⁺] = 10^–7 моль/л. На практике оперировать такими числами неудобно. Кроме того, концентрации ионов Н⁺ в растворах могут отличаться в сотни триллионов раз – примерно от 10^–15 моль/л (крепкие растворы щелочей) до 10 моль/л (концентрированная соляная кислота), что невозможно изобразить ни на каком графике. Поэтому давно договорились для концентрации ионов водорода в растворе указывать только показатель степени 10, взятый с обратным знаком; для этого концентрацию следует выразить в виде степени 10х, без множителя, например, 3, 7Ч10^–3 = 10^{–2, 43}. (При более точных расчетах, особенно в концентрированных растворах, вместо концентрации ионов используют их активности.) Этот показатель степени получил название водородного показателя, а сокращенно рН – от обозначения водорода и немецкого слова Potenz – математическая степень. Таким образом, по определению, рН = –lg[Н⁺]; эта величина может изменяться в небольших пределах – всего от –1 до 15 (а чаще – от 0 до 14). При этом изменению концентрации ионов Н⁺ в 10 раз соответствует изменение рН на одну единицу. Обозначение рН ввел в научный обиход в 1909 датский физикохимик и биохимик С.П.Л.Сёренсен, который занимался в то время изучением процессов, происходящих при сбраживании пивного солода, и их зависимостью от кислотности среды.

При комнатной температуре в нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН < 7, а в щелочных рН > 7. Приблизительно значение рН водного раствора можно определить с помощью индикаторов. Например, метиловый оранжевый при рН < 3, 1 имеет красный цвет, а при рН > 4, 4 – желтый; лакмус при рН < 6, 1 красный, а при рН > 8 – синий и т.д. Более точно (до сотых долей) значение рН можно определить с помощью специальных приборов – рН-метров. Такие приборы измеряют электрический потенциал специального электрода, погруженного в раствор; этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода в растворе, и его можно измерить с высокой точностью.

Интересно сравнить значения рН растворов различных кислот, оснований, солей (при концентрации 0, 1 моль/л), а также некоторых смесей и природных объектов. Для малорастворимых соединений, отмеченных звездочкой, приведены рН насыщенных растворов.