![]() Главная страница Случайная страница КАТЕГОРИИ: АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Водневий показник рН
Вода є досить слабким електролітом. Спрощена схема дисоціації молекул води, якою часто користуються, має вигляд: Н2О Іон гідрогену Н+ не може окремо існувати у водному розчині, оскільки він сильно гідратований – взаємодіє з молекулами води з утворенням іонів гідроксонію Н3О+. Тому рівняння дисоціації води можна записати таким чином: 2Н2О Тоді вираз для константи дисоціації води має вигляд:
Причому, у чисельнику – добуток рівноважних концентрацій іонів, а у знаменнику – рівноважна концентрація води. Оскільки вода дисоціює досить погано, вважають, що її рівноважна концентрація [H2O] практично не відрізняється від початкової молярної концентрації C(H2O), яку можна визначити таким чином: Отже, C (H2O)» [H2O] = 55, 56 моль/л. Кондуктометрично (методом вимірювання електропровідності) було визначено ступінь дисоціації води при 298, 15 К ( Тоді константа дисоціації води при 298, 15 К
а йонний добуток води (константа автоіонізації води) при 298, 15 К:
Отже,
Згідно з формулою (15.4), у чистій воді чи в будь-якому водному розчині при постійній температурі добуток концентрацій іонів гідрогену Н+ та гідроксильних іонів ОН- є сталою величиною, яку називають іонним добутком води. Знаючи [ОН-] = [Н+] = Зазначимо, що процес дисоціації води є ендотермічним, тобто відбувається з поглинанням теплоти (D H 0дис = 57, 3 кДж/моль). Іонний добуток води (константа автоіонізації води) залежить від температури: з підвищенням температури він трохи збільшується. Однак при температурах, близьких до кімнатної, можна вважати У нейтральному середовищі концентрації іонів Н+ і ОН- однакові, тобто [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л. У кислих розчинах [Н+] > [ОН-], тоді як у лужних [Н+] < [ОН-]. Тому кислотність та лужність розчину кількісно можна характеризувати концентрацією одного з цих іонів. Для характеристики кислотності середовища датський біохімік С. Серен-сен (1909 р.) запропонував використовувати водневий показник рН, який дорівнює десятковому логарифму концентрації іонів гідрогену, взятому з протилежним знаком: рН = -lg[H+] (15.7) Тоді [Н+] = 10-рН. (15.8) Аналогічно гідроксильний показник рОН визначають за формулою, рОН = -lg[ОH-]; (15.9) [ОН-] = 10-рОН (15.10) Для розбавлених розчинів при температурі близько 20…25 °С виконується умова: рН + рОН = 14. (15.11) Для точних вимірювань рН розчинів зазвичай використовують рН-метри.
|