Korisni savjeti

Proračun pH rastvora jakih i slabih elektrolita

Indikator vodonika, pH (lat. strondus Hydrogenii - "težina vodonika", izražena PH) Je mjera aktivnosti (u vrlo razrijeđenim otopinama to je ekvivalent koncentraciji) vodikovih iona u otopini, kvantitativno iskazujući njezinu kiselost. Jednaka je po veličini i suprotno znaku decimalnog logaritma aktivnosti vodikovih jona, izraženih u molovima po litri:

pH = - lg ⁡ < displaystyle < mbox> = - lg lijevo [< mbox> ^ <+> desno]>

Sadržaj

Ovaj koncept 1909. je uveo danski hemičar Sørensen. Indikator se naziva pH, prvim slovima latinskih riječi potentia hydrogeni Da li je jačina vodonika, ili pondus hydrogeni Je težina vodika. Općenito, u hemiji se kombinacija pX koristi za označavanje vrijednosti jednake -log X: Na primjer, jačina kiselina često se izražava kao pKa = –G Ka.

U slučaju pH, slovo H označava koncentraciju vodikovih iona (H +), tačnije termodinamičku aktivnost hidroksonijevih jona.

PH vrednost izlaza

U čistoj vodi koncentracije vodikovih iona ([H +]) i hidroksidnih jona ([OH -]) su iste, a pri 22 ° C 10 - 7 mol / L, to izravno proizilazi iz definicije ionskog produkta vode, koja je [H +] · [OH -] i iznosi 10 −14 mol² / l² (na 25 ° C).

Kad su koncentracije iona obje vrste iona u otopini iste, kažu da otopina ima neutralan reakcija. Kada se kiselini doda u vodu, koncentracija vodikovih jona raste (u stvari, koncentracija vlastitih jona se ne povećava - u suprotnom, sposobnost kiselina da "povežu" vodikov ion može dovesti do toga - već koncentracija upravo takvih spojeva s vodikovim ionom "pričvršćenim" na kiselinu), ali koncentracija hidroksidnih jona se smanjuje u skladu s tim, dodavanjem baze, naprotiv, povećava se sadržaj hidroksidnih jona, a koncentracija vodikovih iona smanjuje. Kad [H +]> [OH -] kažu da je rješenje kisela, a kada [OH -]> [H +] - glavni.

Radi praktičnosti prezentacije, da bi se rešili negativnog eksponenta, umesto koncentracije vodikovih iona koriste se njihov decimalni logaritam, uzet sa suprotnim znakom, što je, zapravo, eksponent vodika - pH.

pOH Edit

Inverzna pH vrijednost, mjera osnovnosti otopine, pOH, jednaka je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije OH - jona u otopini:

Neke pH vrijednosti [ izvor nije naveden 1358 dana ]
SupstancapHBoja indikatora
Geotermalna voda u blizini vulkana Dallol≈ 0
Elektrolit u olovnim baterijama
Čista voda na 25 ° C7,0
Krv7,36–7,44
Morska voda8,0
Sapun za ruke (masni)9,0–10,0
Amonijak11,5
Izbjeljivač (izbjeljivač)12,5
Koncentrirane alkalne otopine>13

Budući da je pri 25 ° C (standardni uvjeti) [H +] · [OH -] = 10 −14, jasno je da je pri ovoj temperaturi pH + pOH = 14.

Budući da je u kiselim otopinama [H +]> 10 -7, u kiselim otopinama pH 7, pH neutralnih otopina je 7. Pri višim temperaturama konstanta elektrolitičke disocijacije vode raste, odnosno ionski produkt vode raste, pa pH + ispada da je neutralan, pa i OH -), s padom temperature, naprotiv, neutralni pH raste.

Široko se koristi nekoliko metoda za određivanje pH rastvora. Indeks vodika se može približno procijeniti pomoću pokazatelja, tačno izmjerenih pH metrom ili analitički određivati ​​titracijom na bazi kiseline.

  1. Za grubu procjenu koncentracije vodikovih iona, široko se koriste pokazatelji bazične kiseline - organska bojila, čija boja ovisi o pH medijuma. Najpoznatiji pokazatelji uključuju lakmus, fenolftalein, metil narančastu (metil narančastu) i druge. Pokazatelji mogu postojati u dva različito obojena oblika - u kiselom ili u bazičnom. Promjena boje svakog pokazatelja događa se u njegovom rasponu kiselosti, obično 1-2 jedinice.
  2. Za produženje radnog opsega mjerenja pH koristi se takozvani univerzalni indikator, koji je mješavina nekoliko pokazatelja. Univerzalni indikator sukcesivno mijenja boju iz crvene u žutu, zelenu, plavu u ljubičastu prelaskom iz kisele regije u glavnu. Određivanje pH vrednosti pomoću indikatorske metode je teško za mutne ili obojene rastvore.
  3. Upotreba posebnog instrumenta - pH metra - omogućava vam mjerenje pH u širem rasponu i tačnije (do 0,01 pH jedinica) nego uz pomoć pokazatelja. Ionometrijska metoda za određivanje pH temelji se na mjerenju elektromotorne sile milvolvoltmeter-ionometra EMF-a galvanskog kruga koji uključuje posebnu staklenu elektrodu, čiji potencijal ovisi o koncentraciji H + iona u okolnoj otopini. Metoda je prikladna i vrlo precizna, posebno nakon kalibracije indikatorske elektrode u odabranom rasponu pH, omogućava vam mjerenje pH neprozirnih i otopina u boji i zbog toga se široko koristi.
  4. Analitička volumetrijska metoda - kiselo-bazna titracija - takođe daje tačne rezultate za određivanje kiselosti rastvora. U otopinu se kap po kap dodaje otopina poznate koncentracije (titrant). Kada se mešaju, dolazi do hemijske reakcije. Tačka ekvivalencije - trenutak kada je titrant tačno dovoljan da u potpunosti dovrši reakciju - fiksirana je indikatorom. Nadalje, znajući koncentraciju i volumen dodane otopine titranta, izračunava se kiselost otopine.
  5. Uticaj temperature na pH

0,001 mol / L HCl na 20 ° C ima pH = 3, a na 30 ° C pH = 3 [ izvor nije naveden 1180 dana ]

0,001 mol / L NaOH na 20 ° C ima pH = 11,73, a na 30 ° C pH = 10,83 [ izvor nije naveden 1180 dana ]

Učinak temperature na pH objašnjava se različitim disocijacijom vodikovih iona (H +) i nije eksperimentalna greška. Temperaturni efekat se ne može nadoknaditi elektronikom pH metra.

Kiselost medija važna je za mnoge kemijske procese, a mogućnost pojave ili rezultata određene reakcije često ovisi o pH medijuma. Za održavanje određene pH vrijednosti u reakcijskom sustavu tijekom laboratorijskih ispitivanja ili u proizvodnji koriste se puferske otopine koje vam omogućuju održavanje praktički konstantne pH vrijednosti kada se razrijedi ili kada se u otopinu dodaju male količine kiseline ili lužine.

PH vodika se široko koristi da karakterizira svojstva kisele baze različitih bioloških okruženja.

Kiselost reakcijskog medija od posebnog je značaja za biohemijske reakcije koje se događaju u živim sistemima. Koncentracija vodikovih iona u otopini često utječe na fizikalno-kemijska svojstva i biološku aktivnost proteina i nukleinskih kiselina, stoga je za normalno funkcioniranje tijela održavanje acidobazne homeostaze izuzetno važan zadatak. Dinamičko održavanje optimalnog pH biološke tečnosti postiže se zahvaljujući delovanju tjelesnih puferskih sistema.

U ljudskom tijelu u raznim organima indeks vodika je različit.

Jaki elektroliti

Slabi elektrolit uobičajeno je razmotriti hemijske spojeve čiji se molekuli čak i u visoko razrijeđenim otopinama ne disociraju u potpunosti na ione. Stupanj disocijacije slabih elektrolita za decimolarne rastvore (0,1 M) je manji od 3%. Primjeri slabih elektrolita: sve organske kiseline, neke anorganske kiseline (npr. H2S, HCN), većina hidroksida (npr. Zn (OH)2, Cu (OH)2).

Za rešenja slabe kiseline koncentracija vodikovih iona [H +] u otopini izračunava se formulom:

gde: Kk je konstanta disocijacije slabe kiseline, Ck je koncentracija kiseline, mol / dm 3.

Za rešenja slabi temelji koncentracija hidroksilnih jona izračunava se formulom:

gde: Ko je konstanta disocijacije slabe baze, Sos. - koncentracija baze, mol / dm 3.

Konstante disocijacije slabih kiselina i baza na 25 ° C

Konstanta disocijacije Cd

2.2. Primjeri rješavanja pojedinačnog zadatka

Stanje zadatka:Prepoznajte koncentracija vodikovih i hidroksilnih jona u otopini, ako je pH = 5,5.

Koncentracija vodikovih iona izračunava se formulom:

[H +] = 10 -5,5 = 3,16 • 10 -6 mol / dm 3

Koncentracija hidroksilnih jona izračunava se formulom:

rON = 14 - pH = 14 - 5,5 = 8,5

[OH -] = 10 -8,5 = 3 • 10 -9 mol / dm 3

Stanje zadatka: Izračunajte pH otopine 0,001 M HC1.

Kiselina HCl je jak elektrolit (Tabela 2.1) i u razblaženim rastvorima se gotovo potpuno disocira u ione:

Stoga je koncentracija iona [H +] jednaka ukupnoj koncentraciji kiseline: [H +] = Cm = 0,001 M.

[N +] = 0,001 = 1 · 10 -3 mol / dm 3

pH = - log [H +] = - log 1 • 10 -3 = 3

Stanje zadatka: Izračunajte pH otopine NaOH od 0,002 M.

Bazni NaOH je jak elektrolit (tablica 2.1.), A u razblaženim otopinama gotovo se potpuno disocira u ione:

Stoga je koncentracija hidroksilnih jona jednaka ukupnoj koncentraciji baze: [OH -] = Cm = 0,002 M.

rON = - log [OH -] = - logCm = - log 2 • 10 -3 = 2.7

Na osnovu formule: pH + pOH = 14, pronalazimo pH otopine:

pH = 14 - 2,7 = 11,3

Stanje zadatka:Izračunajte pH 0,04 M rastvora NH4OH, ako je konstanta disocijacije Kd (NH4OH) = 1,79 · 10 -5 (Tabela 2.2).

Baza NH4OH je slab elektrolit i u razblaženim otopinama vrlo malo se disocira na ione.

Koncentracija hidroksilnih jona [OH -] u otopini slabe baze izračunava se formulom:

mol / dm 3

pOH = - log [OH -] = - log 8,5 · 10 -2 = 1,1

Na osnovu formule: pH + pOH = 14, pronalazimo pH otopine:

pH = 14 - pOH = 14 - 1,1 = 12,9

Primer br. 5

Stanje zadatka:Izračunajte pH 0,17 M rastvor sirćetne kiseline (CH3COOH) ako je konstanta disocijacije Kd (CH3COOH) = 1,86 • 10 -5 (Tabela 2.2).

Kiselina CH3COOH je slab elektrolit i u razblaženim otopinama vrlo malo disocira na ione.

Koncentracija vodikovih iona [H +] u otopini slabe kiseline izračunava se formulom:

mol / dm 3

Izračunajte pH rastvor prema formuli: pH = - log [H +]

pH = - log 1,78 • 10 -3 = 2,75

2.3. Pojedinačni zadaci

Uvjeti zadatka (tabela 2.3):

Zadatak broj 1. Izračunajte koncentraciju vodikovih i hidroksilnih iona u otopini pri određenoj pH vrijednosti (vidi primjer br. 1),

Zadatak broj 2. Izračunajte pH rastvora jakog elektrolita (kiseline, baze) u datoj koncentraciji (vidi primer br. 2, 3),

Zadatak broj 3. Izračunajte pH rastvora slabog elektrolita (kiseline, baze) u datoj koncentraciji (vidi primer br. 4, 5).