Общие сведения о водородном показателе pH

Экспериментально было установлено, что вода обладает небольшой электрической проводимостью: при 273К удельная электрическая проводимость воды составляет 1,5×10^-8 Ом^-1×см^-1, а при 289К – 6,2 ×10^-8 Ом^-1×см^-1. Причиной электропроводности воды может явиться только наличие в растворе ионов Н⁺ и ОН^–, которые образуются при диссоциации воды:

Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^– .

Следует отметить, что вода относится к протоносодержащим растворителям, то есть она может отдавать протон или присоединять его, что и является причиной названия воды – амфолит.

Процесс присоединения протона – автопротолиз – можно представить в следующем виде:

НОН + НОН ® Н₃О⁺ + ОН^–.

В результате образуется ион гидроксония Н₃О⁺.

Количественной характеристикой диссоциации воды является константа диссоциации (К_д), которая определяется по уравнению

,

где – равновесные концентрации соответственно ионов водорода, гидроксид-ионов и молекул воды.

Однако необходимо учитывать, что фактически образуется в результате диссоциации не ион водорода, а ион гидроксония, поэтому выражение для константы диссоциации воды должно иметь вид

.

Допущением является использование концентраций ионов вместо активностей.

Произведение двух постоянных величин и дает третью постоянную К_W, называемую ионным произведением воды:

или, в упрощенном варианте, .

При 295 К величина константы диссоциации .

Количество молей воды в 1 л определяется как отношение массы воды, деленное на молярную массу воды

1000/18 = 55,56 моль/л.

Тогда К_W = 1,8 ∙ 10^-16 ∙ 55,56 = 1 ∙ 10^-14 (при температурах, близких к 298 К).

Величина К_W не зависит от концентрации ионов Н₃О⁺ и ОН^– в растворе.

Как было выявлено ранее, согласно теории электролитической диссоциации, ионы гидроксония являются носителями кислых свойств, ионы гидроксида – основных свойств. Если количество этих ионов одинаково, среда становится нейтральной.

Итак, различное соотношение ионов гидроксония и гидроксида дает три типа среды:

моль/л – среда нейтральная;

моль/л – среда кислая;

моль/л – среда щелочная.

Можно заменить на .

Для характеристики среды были введены водородный показатель рН и показатель гидроксид-ионов рОН, которые упрощают операции с отрицательными степенями концентраций

. (1)

Для простоты записи и расчетов допускаем, что вместо ионов гидроксония существуют ионы водорода, тогда

, (2)

. (3)

Так как , а К_W при известных условиях равно 10^-14, то

рН + рОН = 14. (4)

Наиболее распространенным является диапазон рН от 0 до 14.

Следовательно,

- в кислой среде рН < 7;

- в щелочной среде рН > 7;

- в нейтральной среде рН=7.

Для расчета величины рН необходимо определить концентрацию ионов водорода. Например, известно, что =10^-5 моль/л. Концентрацию ионов водорода определяют из ионного произведения воды , К_W = 10^-14, следовательно, = 10^-9 моль/л.

Тогда рН = − lg 10⁻⁹ = 9; рОН = 14 – 9 = 5.

Приближенно реакцию среды можно определить с помощью индикаторов – веществ, меняющих свою окраску в определенной области значений рН раствора.

Индикаторы – это слабые органические кислоты, которые обозначаются HInd, и слабые органические основания – IndОН, где Ind условно обозначает сложный органический катион или анион. Для этих веществ характерно, что их молекулы и ионы имеют разную окраску. В результате диссоциации этих веществ могут образовываться ионы Н⁺ или ионы ОН^– и сложные органические ионы различной окраски.

В кислых растворах индикаторы, являющиеся слабыми кислотами, находятся в виде молекул, и окраска раствора соответствует молекулярной форме индикатора НInd. Индикаторы, которые являются слабыми основаниями, в растворах кислот находятся в ионной форме Ind⁺, которая и определяет окраску раствора. Индикаторы, являющиеся слабыми органическими кислотами, это лакмус и фенолфталеин.

Индикаторы – метиловый оранжевый и метиловый красный - слабые органические основания.

В табл. 1 приведены области перехода рН и окраски в растворе для наиболее часто используемых индикаторов.

Для более точного определения рН пользуются универсальным индикатором, который представляет собой смесь нескольких простых индикаторов, которая дает гамму окрасок в определенном интервале значений рН (табл. 2).

Таблица 1

Характеристика окраски и области перехода ряда индикаторов

Индикатор	Область перехода рН	Окраска в растворе
более кислом	более щелочном
Метиловый оранжевый	3,1…4,4	Розовая	Желтая
Метиловый красный	4,2…6,3	Красная	Желтая
Лакмус	6,0…8,0	Красная	Синяя
Фенолфталеин	8,2…10,0	Бесцветная	Малиновая

Для наиболее точного определения рН используют потенциометрический метод, который заключается в измерении электродного потенциала и нахождении зависимости между его величиной и концентрацией потенциалопределяющего компонента в растворе. Потенциал любого электрода можно измерить только по отношению к какому либо постоянному потенциалу электрода, называемому электродом сравнения.

Таблица 2

Переход окраски при использовании универсального индикатора

Величина рН	Окраска	Среда
2,2 3,5 4,0 4,5 5,0 5,5 6,0 6,5 7,0 7,5 8,0 9,0 10,0 11,0 12,0	Красная Красно-розовая Темно-розовая Оранжево-розовая Оранжевая Желто-оранжевая Лимонно-желтая Желто-зеленая Светло-зеленая Зеленая Зеленовато-голубая Сине-зеленая Голубовато-синяя Синяя Фиолетовая	Кислая Кислая Кислая Кислая Кислая Кислая Кислая Слабокислая Нейтральная Слабощелочная Щелочная Щелочная Щелочная Щелочная Щелочная

Рис. 1. Схема установки для потенциометрического измерения рН растворов: 1 – сосуд с исследуемым раствором электролита; 2 – индикаторный или измерительный электрод; 3 – электрод сравнения; 4 – рН-метр или иономер; 5 – внешний источник тока

Для измерения рН необходимо составить гальванический элемент, состоящий из индикаторного электрода и электрода сравнения. Схема установки для потенциометрического измерения рН растворов представлена на рис. 1.

В качестве электрода сравнения могут быть использованы каломельный, хлорсеребряный и другие электроды. Каломельный электрод схематически изображается следующим образом: Нg / Hg₂Cl₂ / KCl . Схема хлорсеребряного электрода сравнения такова: Аg / AgCl / KCl.

Стандартный потенциал хлорсеребряного электрода сравнения при 298 К

φ _Ag/AgCl = 0,1988 В.

В качестве индикаторных электродов используют различные электроды, для которых φ = f (C_H+). Наибольшее распространение нашли стеклянные мембранные электроды, изготовленные из стекла с высокой чувствительностью к активности ионов водорода в растворе. Потенциал стеклянного электрода представляет собой разность потенциалов на обеих сторонах стеклянной мембраны и зависит от концентрации ионов водорода.

С этой целью составляется гальваническая цепь из индикаторного стеклянного электрода и хлорсеребряного электрода сравнения, находящихся в растворе электролита, рН которого надо измерить. Схема гальванического элемента выглядит следующим образом:

Ag /AgCl /KCl, насыщенный раствор // исследуемый раствор, рН = Х / стеклянный электрод.

Измерив ЭДС составленной гальванической цепи, можно рассчитать рН исследуемого раствора. Для универсального иономера ЭВ-74 такой расчет делается в самом приборе, а на его внешнюю панель выводятся готовые значения рН исследуемого раствора с точностью до 10^-1.

Величина рН играет огромную роль в различных технологических процессах: при получении карбамидных смол, производстве древесно-стружечных плит, использовании клеевых составов в мебельной промышленности. Важно знать величину рН моющих растворов в автомобильном деле, кислотность почв при выращивании леса и при использовании различных удобрений и т.д.

Для создания соответствующего значения рН обычно пользуются водными растворами кислот, оснований и солей определенной концентрации. Соли в водном растворе могут подвергаться гидролизу, поэтому в данной лабораторной работе необходимо ознакомиться со способами определения рН растворов и с процессом гидролиза солей.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Приближенное определение рН водных растворов при помощи индикаторов

Для выполнения опыта необходимы: набор растворов кислот и щелочей различной концентрации, набор индикаторов, пробирки.

В данном опыте необходимо определить окраску кислотной и щелочной форм наиболее распространенных индикаторов: метилоранжа, лакмуса, фенолфталеина и универсального индикатора.

Провести наблюдение в сильнокислой среде, например, в растворе серной кислоты. Сильнощелочная среда образуется в растворах щелочей (например, гидроксида натрия). Для определения окраски в четыре пронумерованные пробирки вносят по 2 мл раствора серной кислоты определенной концентрации, в четыре другие пробирки под теми же номерами помещают по 2 мл раствора гидроксида натрия такой же концентрации. Размещают пробирки в штативе таким образом, чтобы за пробиркой с кислотой следовала пробирка с тем же номером, содержащая щелочь. После этого в обе пробирки под номером один (с кислотой, щелочью) добавляют по одной капле индикатора метилового оранжевого, в пробирки под номером два – по одной капле фенолфталеина, в пробирки под номером три – по три капли лакмуса, в пробирки под номером четыре – по одной капле универсального индикатора. Зная области перехода рН (см. табл. 1 и 2), определяют приблизительное значение рН рабочих растворов. Результаты наблюдений вносят в табл.3.

Таблица 3

Результаты определения рН растворов с помощью индикаторов

Индикатор	Раствор NaOH	Раствор H2SO4
Окраска	рН	Окраска	рН
Лакмус
Фенолфталеин
Метилоранж
Универсальный

В выводе ответьте на следующие вопросы:

1. Область перехода какого из исследованных индикаторов находится ближе всего к нейтральной среде?

2. Какой из индикаторов может использоваться для определения рН только в щелочной среде, только в кислой среде, и какой – в щелочной и кислой средах?

3. Какой индикатор позволяет наиболее точно определить значение рН раствора?