что такое рон в химии

Водородный и гидроксильный показатели: рН и рОН

1) нейтральная среда :

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН.

Водородным показателем рН называют десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

где [Н + ] – концентрация ионов водорода, моль/л.

Понятие «водородный показатель» было введено датским химиком Серенсеном в 1909 г.: буква «р» – начальная буква датского слова potenz – математическая степень, буква Н – символ водорода.

С помощью рН реакция растворов характеризуется так:

нейтральная рН=7, кислая рН 7.

С помощью рОН реакция растворов характеризуется так:

нейтральная рОН=7, кислая рОН>7, щелочная рОН

Источник

Что такое рон в химии

§10.3. Водородный показатель. Шкала рН.

Впрочем, даже для такого слабого электролита, как вода, можно измерить константу диссоциации К_д:

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·К_д = [Н + ][ОН – ] = 55,6·1,8·10 –16 = 100·10 –16 = 10 –14

Если новую константу 55,6·К_д обозначить как К_w (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 К_w.

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 К_w всегда остается постоянной, можно вычислить концентрацию ионов водорода и рН в таком растворе:

К_w = [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 К_д 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.

Источник

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Кислотно-основное равновесие в водных растворах

Большинство химических реакций протекает в растворах. Среди растворителей исключительное место занимает вода. Это обуслов-лено ее уникальными свойствами, не присущими другим раство-рителям. Так, многие вещества в воде являются сильными электро-литами. Ионизирующая способность воды связана с высоким значе-нием диэлектрической проницаемости (ε = 81) и сольватирующей (гидратирующей) активностью. В этой связи полезно рассмотреть закономерности процессов, протекающих в водных растворах.

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода относится к очень слабым амфотерным электролитам. Чистая вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:

Применяя закон действующих масс, можно написать:

.

(1)

В чистой воде, и в разбавленных водных растворах кислот, гидроксидов и солей активность ионов (а) практически не отличается от концентрации, поэтому:

.

(1¢)

Так как степень диссоциации воды незначительная, то равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды [Н₂О] можно считать постоянной и объединить ее с (H₂O) в одну величину :

(2)

(3)

Однако в разбавленных растворах, в которых коэффициенты активности близки к единице, этим различием при не очень точных расчетах можно пренебречь.

(4)

В водных растворах различных соединений в зависимости от соотношения концентраций ионов Н + и ОН – реакция среды может быть:

,

(5)

а для разбавленных растворов:

.

(6)

Для количественной характеристики активной щелочности применяют гидроксидный показатель (рОН):

,

(7)

а для разбавленных растворов:

.

(8)

,

(9)

При помощи водородного показателя удобно выражать характер среды:

нейтральная среда: рН = 7 (рН = рОН),

кислая среда: рН 7 (рН > рОН).

Таким образом, увеличение концентрации ионов Н + уменьшает рН (величина рОН при этом возрастает), а уменьшение концентрации ионов Н + увеличивает рН (величина рОН при этом уменьшается). При сопоставлении значений pН разных растворов следует относить эти значения к одной и той же температуре.

В растворах кислот различают: активную кислотность, потенци-альную кислотность и общую кислотность.

Активная кислотностьобусловлена наличием свободных ионов Н + в растворе. Эта кислотность характеризуется определенным значением рН.

Общая кислотность— сумма активной ипотенциальной кислотностей.

В разбавленных растворах кислот, полностью диссоциированных на ионы, общая кислотность практически равна активной кислотности.

В растворах слабых кислот активная кислотность всегда меньше общей кислотности:

Шкала значений pH

Источник

Водородный показатель среды растворов – pH.

Водородный показатель – рН – это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni – сила водорода, или pondus hydrogenii – вес водорода.

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина – показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH:

К_w = [H + ] · [OH – ] =10 –14 [моль 2 /л 2 ] (при 25°C)

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания – наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H + ] > [OH – ] говорят, что раствор является кислым, а при [OH – ] > [H + ] – щелочным.

Для определения значения pH растворов широко используют несколько способов.

1) Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы – органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах – либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1-2 единицы (см. Таблица 1, занятие 2).

Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

2) Аналитический объёмный метод – кислотно-основное титрование – также даёт точные результаты определения общей кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности – момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, – фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется общая кислотность раствора.

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред (Табл. 2).

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем.

3) Использование специального прибора – pH-метра – позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов, отличается удобством и высокой точностью, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.

С помощью рН-метра измеряют концентрацию ионов водорода (pH) в растворах, питьевой воде, пищевой продукции и сырье, объектах окружающей среды и производственных систем непрерывного контроля технологических процессов, в т. ч. в агрессивных средах.

рН-метр незаменим для аппаратного мониторинга pH растворов разделения урана и плутония, когда требования к корректности показаний аппаратуры без её калибровки чрезвычайно высоки.

Прибор может использоваться в лабораториях стационарных и передвижных, в том числе полевых, а также клинико-диагностических, судебно-медицинских, научно-исследовательских, производственных, в том числе мясо-молочной и хлебопекарной промышленности.

Последнее время pH-метры также широко используются в аквариумных хозяйствах, контроля качества воды в бытовых условиях, земледелия (особенно в гидропонике), а также – для контроля диагностики состояния здоровья.

Таблица 2. Значения рН для некоторых биологических систем и других растворов

Контрольные вопросы

1. Уравнение ионного произведения воды, его анализ.

2. Водородный и гидроксильный показатели среды.

3. Характеристика кислотности сред по величине pH.

4. Биологическое значение водородного показателя.

Типовые задачи

Тестовые задания для самоконтроля

Выберите правильный вариант ответа

01. КОНЦЕНТРАЦИЯ ИОНОВ ОН — (МОЛЬ/ДМ 3 ) В РАСТВОРЕ ПРИ рН = 2,00 РАВНА ________МОЛЬ/ДМ 3

02. ЗНАЧЕНИЯ С(ОН — ) И С(Н + ) В РАСТВОРЕ ПРИ рН = 5,0 СОСТАВЛЯЮТ______ МОЛЬ/ДМ 3

03. ЗНАЧЕНИЯ С(ОН — ) И С(Н + ) В РАСТВОРЕ ПРИ рОН = 6,0 СОСТАВЛЯЮТ ______ МОЛЬ/ДМ 3

04. УКАЖИТЕ рН СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ С КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 0,1 МОЛЬ/Л И ВОДНОГО РАСТВОРА ГИДРОКСИДА КАЛИЯ С КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 1,0 МОЛЬ/Л, СЧИТАЯ, ЧТО УКАЗАННЫЕ ВЕЩЕСТВА ДИССОЦИИРУЮТ ПОЛНОСТЬЮ

05. В РАСТВОРЕ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ С рН = 2 КОНЦЕНТРАЦИЯ ВЕЩЕСТВА ПРИ α = 100% РАВНА _____ МОЛЬ/ДМ 3

06. рН РАСТВОРА ГИДРОКСИДА БАРИЯ РАВЕН 13, КОНЦЕНТРАЦИЯ ОСНОВАНИЯ В НЕМ ПРИ α =100% РАВНА ______ МОЛЬ/ ДМ 3

07. РАСТВОР, В 500 МЛ КОТОРОГО РАСТВОРЕНО 1,825 г HCl, ИМЕЕТ рН, РАВНЫЙ

08. УКАЖИТЕ рН 0,003 МОЛЯРНОГО РАСТВОРА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ

Контрольные задания

Литература

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для вузов / Ю. А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – 5-е изд., стер. – М.: Высш.шк., 2005. – С. 66 – 76, 101 – 107.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М. : Высш. шк., 2008. – С.45-50.

1.8. Буферные системы

Свойством всех живых организмов является постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. Это постоянство поддерживается их буферными системами и необходимо для обеспечения нормальной деятельности ферментов, регулирования осмотического давления и других показателей.

Знания по теме «Буферные «системы» необходимы для понимания механизма их действия, количественной оценки способности буферных систем связывать посторонние кислоты и щелочи, понимания их взаимосвязи и роли в поддержании кислотно-основного гомеостаза.

Кроме того, важно уметь готовить буферные растворы для последующего использования их в различных медико-биологических, химических и клинических исследованиях.

Буферными называют системы, состоящие из двух сопряженных компонентов, способных до определенного предела противодействовать изменению рН среды при добавлении к ним небольших количеств кислоты и щелочи, а также при разбавлении раствора или концентрировании.

Способность буферных систем сохранять постоянство pH называется буферным действием.

По составу, с точки зрения протонной теории, буферные системы делят на кислые и основные.

Кислые буферные системы состоят из слабой кислоты и сопряженного с ней избытка сильного основания, создаваемого солью этой кислоты.

Например: Ацетатная буферная система – кислая буферная система, состоит из:

СН₃СООН – слабая кислота;

Аммиачная буферная система – основная буферная система, состоит из:

NН₄ОН – слабое основание;

NН₄Сl –растворимая соль (содержит сопряженную сильную кислоту NН₄ + ).

Буферные системы в растворенном состоянии образуют буферные растворы.

Буферные растворы, в отличие от буферных систем, могут быть многокомпонентными.

Кровь относят к буферным растворам.

Водородный показатель среды буферного раствора рассчитывают по уравнению Гендерсона-Гассельбаха:

pH = pK_a + lg[соль]/[кислота]

pK_a – показатель константы кислотности слабой кислоты,

[соль]/[кислота]– количества соли и кислоты в момент равновесия; буферное соотношение.

В рабочем виде:

Величину, характеризующую способность буферной системы противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называют буферной емкостью (B). Буферную ёмкость можно определить по кислоте или по основанию.

Буферная ёмкость показывает сколько моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи следует добавить к 1 дм 3 буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу.

C(1/z кисл.; осн.) – молярная концентрация эквивалента добавляемой кислоты или основания;

V(кисл.; осн.) – объем раствора добавляемой кислоты или основания, см 3 ;

Для сохранения оптимальных условий обменных процессов необходимо постоянство pH внутренних сред организма. Постоянство кислотности сред, наряду с физиологическими механизмами поддерживается буферными системами организма.

Контрольные вопросы

1. Буферные системы, их состав, свойства, классификация. Механизм буферного действия. Буферные растворы

2. Уравнение кислых буферных систем Гендерсона-Гассельбаха, его вывод и анализ. Зона буферного действия.

3. Буферная емкость. Факторы, влияющие на величину буферной емкости.

4. Биологическая роль буферных систем. Буферные системы крови: гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, белковая, водородкарбонатная, фосфатная, эфиры глюкозы и фосфорной кислоты различной степени замещенности.

5. Роль водородкарбонатной буферной системы в поддержании постоянства рН крови. Ацидоз. Алкалоз. Щелочной резерв крови.

Типовые задачи

С(1/2Na₂C₂O₄) = 0,25 моль·дм – 3 рН = 1,25 + lg(0,25·150)/(0,5·100 )= 1,125.

Задача 2. Рассчитайте объемы (см 3 ) 0,1М СН₃СООН и 0,1 М СН₃СООNa, необходимые для приготовления 100 см 3 буферного раствора с рН = 4,0. рК (СН₃СООН) = 4,76

Задача 4. Рассчитайте буферную емкость по кислоте, если при добавлении к 100 см 3 гидрокарбонатного буфера с рН = 6,5 10 см 3 раствора НСl с молярной концентрацией эквивалента С(НСl) = 0,1 моль/дм 3 изменился до 6,3.

Тестовые задания для самоконтроля

Выберите правильный вариант ответа

01. ВЫБЕРИТЕ БУФЕРНУЮ СИСТЕМУ

02. УКАЖИТЕ КАК НАЗЫВАЕТСЯ СДВИГ РЕАКЦИИ СРЕДЫ ОРГАНИЗМА В ЩЕЛОЧНУЮ СТОРОНУ

Источник