Главная страница

Характеристика кислотности растворов, понятие о рН и его определение


Скачать 33.44 Kb.
НазваниеХарактеристика кислотности растворов, понятие о рН и его определение
Дата01.04.2016
Размер33.44 Kb.
ТипДокументы

testent.ru Page 4/1/2016

Характеристика кислотности растворов, понятие о рН и его определение
 Молекулы воды в значительной мере склонны к образованию водородных связей, поэтому в воде существуют ассоциаты нескольких молекул, называемые кластерами. Тепловое движение молекул внутри кластера может ослабить в одной из них связь О–Н и разорвать ее. При таком разрыве происходит присоединение протона к молекуле воды за счет превращения водородной связи в донорно-акцепторную:

При этом образуется ион оксония H3O+ и гидроксид-ион ОН–. Оксониевый ион и гидроксид-ион в ближней сфере гидратированы тремя молекулами воды и присутствуют в растворе в виде аквакомплексов [H3O(H2O)3]+, [OH(H2O)3]–.

Реакция  ионизации воды сопровождается переносом протона от одной молекулы воды к другой:
            2H2O → H3O+ + OH–, или, упрощенно  H2O→H+ + OH–
Такие процессы называют процессами самоионизации или автопротолиза. Автопротолиз воды количественно характеризуется константой равновесия, величина которой была определена экспериментально и составляет 1,8 • 10–16 при 25 оС.

В приведенном выше выражении знаменатель [H2O] представляет собой концентрацию недиссоциированных молекул воды. Если пренебречь незначительной долей молекул, распавшихся на ионы, концентрацию недиссоциированных молекул воды можно принять равной общей концентрации воды, которая составляет 55,56 моль/л. Тогда можно определить величину [H+][OH–] - это ионное произведение воды (при 25 оС) или константа автопротолиза Kw:
Kw =  Kc[H2O] = [H+][OH–]
Kw =  1,8 • 10–16 • 55,56 ≈ 1 • 10–14   при 25 оС

           

Постоянное значение ионного произведения воды означает, что в любом водном растворе (нейтральном, кислом или щелочном) имеются оба вида ионов: Н+ и ОН–. При автопротолизе  1 моль  воды образуется 1 моль ионов Н+ и 1 моль ионов ОН–. В отсутствии посторонних примесей:


Константу автопротолиза для удобства представляют в виде показателя константы автопротолиза воды, который представляет собой отрицательный логарифм константы автопротолиза:

pKw = – lg Kw = – lg 10–14 = 14.
Концентрацию водородных и гидроксильных  ионов датский биохимик С.П. Соренсен в   1909 г. предложил обозначить в виде водородного – рН (от potencio Hydrogenii - сила водорода) и гидроксильного рОН показателей. Водородный рН и гидроксильный рОН показатели  – это отрицательные логарифмы концентрации водородных и гидроксильных ионов:

рН = – lg [H+]
pOH = – lg [OH-]
pKw = pH + pOH = 14
Сумма водородного и гидроксильного показателей постоянна и равна pKw – отрицательному логарифму константы автопротолиза.

          Значение водородного и гидроксильного показателей легли в основу шкалы кислотности и основности, или шкалы рН и рОН.

 

 

Ионное произведение воды Kw зависит от следующих факторов.

1. От температуры.

2. От солевого фона – концентрационное влияние. Значение ионного произведения воды зависит от ионной силы раствора.

Для определения величины pH существуют два основных метода: колориметрический и потенциометрический.  Колориметрический метод основан на изменении окраски индикатора, добавленного к исследуемому раствору, в зависимости от величины pH. Этот метод недостаточно точен, требует введения солевых и температурных поправок, дает значительную погрешность при очень малой минерализации исследуемой воды (менее 30 мг/л) и при определении pH окрашенных и мутных вод. Метод нельзя применять для вод, содержащих сильные окислители или восстановители. Используется обычно в экспедиционных условиях и для ориентировочных определений. Потенциометрический метод намного точнее, лишен в значительной мере всех перечисленных недостатков, но требует оборудования лабораторий специальными приборами - pH-метрами. Потенциометрический метод основан на измерении ЭДС электродной системы, состоящей из индикаторного электрода и электрода сравнения. Электрод сравнения иногда называют вспомогательным электродом.  Наибольшее практическое применение нашел стеклянный индикаторный электрод, который можно использовать в широком диапазоне pH и в присутствии окислителей.   Кроме стеклянного электрода, для определения величины pH применяются также водородный, хингидронный, сурьмяный и другие электроды. Однако широкого распространения они не получили.