Іонний добуток води та рН середовища
Чиста вода є слабким електролітом, що в дуже незначній мірі дисоціює на іони.
H2O Û H+ + OH-
Експериментально встановлено, що за температури 22°С, концентрація [H+] = [OH-] = 1×10-7 моль/л.
А добуток концентрацій [H+] [OH-] = 1×10-14 моль/л. Концентрацію [H+] характеризують значенням рН (пе-аш) розчину, яке визначається за формулою:
рН = – lg [H+]
Розчин в якому [H+] = [OH-] називають нейтральним (кажуть що такий розчин має нейтральну реакцію).
З’ясували також, що при додаванні в розчин іонів [H+] чи [OH-], добуток концентрацій цих іонів не змінюється і становить
[H+] [OH-] = 1×10-14 моль/л
Цей добуток називають іонним добутком води.
Його використовують для розрахунку концентрації іонів [OH-] якщо відома концентрація іонів [H+], або навпаки, для розрахунку концентрації іонів [H+] якщо відома концентрація іонів [OH-].
Концентрацію [OH-] характеризують значенням рОН (пе-оаш) розчину, яке визначається за формулою:
рОН = – lg [OH-]
Прологарифмувавши іонний добуток води отримаємо:
рН + рОН = 14
Цей вираз називають іонним добутком води, що записаний в логарифмічному вигляді. Його використовують для розрахунку рН розчину якщо відоме значення рОН розчину, або навпаки, для розрахунку рОН розчину якщо відоме значення рН розчину.
Якщо у водний розчин додати кислоту, то концентрація іонів H+ збільшиться. Такі розчини називають кислими. У кислих розчинах [H+]>1×10-7 моль/л, відповідно рН < 7.
Якщо у воду додати луг, то збільшиться концентрація іонів OH-. Такі розчини називаються лужними. У лужних розчинах [H+]< 1×10-7 відповідно рН > 7. Отже:
Реакція розчину | Співвідношення
Концентрацій іонів |
рН розчину |
Кисла |
[H +] > [OH -] |
рН < 7 |
Нейтральна | [H +] = [OH -] | рН = 7 |
Лужна | [H +] < [OH -] | рН > 7 |
Для вимірювання рН розчинів існують спеціальні прилади рН метри:
рН розчинів відіграє важливу роль. В таблиці подано рН деяких рідин:
Розчин |
рН |
Вода дистильована |
7 |
Вода водопровідна |
5,5 – 7,5 |
Шлунковий сік |
0,9 – 1,1 |
Жовч печінки |
7,4 – 8,5 |
Кров |
7,35 – 7,44 |
Буферні розчини
Інколи необхідно стабілізувати значення рН на певному рівні. Для цього широко використовуються буферні розчини.
Буферні розчині – це розчини, які майже не змінюють рН при розведенні та додаваннв до них певних кількостей кислоти або лугу і інших речовин здатних змінювати рН в межах буферної ємкості.
Буферна ємкість – кількість моль-еквівалентів сильної кислоти чи лугу, яку необхідно додати до 1 літра буферного розчину, щоб змінити значення рН буферного розчину на одиницю.
Як правило буферні розчини – це суміш слабкої кислоти та солі цієї кислоти (стабілізує рН в кислому середовищі), або суміш слабкої основи та солі цієї основи (стабілізує рН в лужному середовищі), або суміш кислих солей багато основних кислот (стабілізує рН в середовищі близькому до нейтрального).
Розглянемо як працює ацетатний буферний розчин, який є сумішшю ацетатної кислоти та натрій ацетату і стабілізує рН в слабо кислому середовищі. (CH3COOH + CH3COONa).
При додаванні сильної кислоти вона поглинається за рахунок реакції:
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
Тому рН розчину майже не змінюється. Аналогічно при додаванні лугу він поглинається за рахунок реакції:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Розглянемо як працює амонійний буферний розчин, який є сумішшю амоній гідроксиду та амоній хлориду і стабілізує рН в слабо лужному середовищі. (NH4OH + NH4Cl).
При додаванні сильної кислоти вона поглинається за рахунок реакції:
NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O
Тому рН розчину майже не змінюється. Аналогічно при додаванні лугу він поглинається за рахунок реакції:
NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl
Розглянемо як працює фосфатний буферний розчин, який є сумішшю натрій дигідрофосфату та натрій гідрофосфату і стабілізує рН в нейтральному та близькому до нейтрального середовищах. (NaH2PO4 + Na2HPO4).
При додаванні сильної кислоти вона поглинається за рахунок реакції:
Na2HPO4 + HCl = NaH2PO4 + NaCl
Тому рН розчину майже не змінюється. Аналогічно при додаванні лугу він поглинається за рахунок реакції:
NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O