1 Теоретическая часть

1.1 Водородный показатель

Водные растворы большинства неорганических соединений являются электролитами. Вода как растворитель или реагент имеет ряд особенностей, обусловленных строением молекулы воды и способностью образовывать ассоциаты. Дипольный характер молекул воды, обладающих неподеленными электронными парами, обуславливает ее способность к образованию гидратированных ионов, молекул и ассоциатов воды.

Вода относится к слабым электролитам, к процессу диссоциации воды можно применить закон действия масс

2 Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^–,

где Н₃О⁺ – ион гидроксония.

Для простоты вместо иона гидроксония будем указывать негидратированный ион Н⁺.

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^–

Установлено, что константа диссоциации воды равна при 25 °С

.

Из значения этой величины (вода очень слабый электролит) следует, что концентрация распавшихся молекул очень мала по сравнению с концентрацией недиссоциированных молекул, поэтому последнюю можно считать постоянной и равной [Н₂О] = 55,56 моль/л (число молей воды в 1 литре воды). Подставляя это значение в выражение для константы диссоциации воды, получим:

[Н₂О] = [Н⁺][ОН^–] = 1,8 10^-16 55,56 = 1 10^-14.

Произведение концентраций водородных и гидроксид-ионов, являющееся при данной температуре постоянной величиной, называется ионным произведением воды и обозначается , или . Увеличение концентрации водородных ионов вызывает соответствующее уменьшение концентрации гидроксид-ионов, и наоборот.

Равновесие между Н⁺ и ОН^– ионами существует не только в воде, но и во всех водных растворах. В случае равенства концентраций

.

В кислой среде: [Н⁺]>10^-7 и [ОН^–]<10^-7 моль/л.

В щелочной среде: [Н⁺]<10^-7 и [ОН^–]>10^-7 моль/л.

Для характеристики среды можно пользоваться любой из этих величин, так как

Обычно кислотность и щелочность среды характеризуется концентрацией водородных ионов. Удобнее пользоваться водородным показателем рН. Он равен десятичному логарифму концентрации ионов водорода, взятому с обратным знаком:

рН= – lg .

Наглядно шкалу рН можно выразить схемой, представленной на рисунке 1, из которой видно, что с увеличением кислотности раствора рН уменьшается, и наоборот, с увеличением щелочности раствора рН возрастает.

10⁰ 10^–1 10^–2 10^–3 10^–4 10^–5 10^–6 10^–7 10^–8 10^–9 10^–10 10^–11 10^–12 10^–13 10^–14

Рисунок 1 – Схема шкалы рН

Аналогично концентрацию ОН^– ионов можно выразить через показатель гидроксид-ионов – рОН

рОН= – lg .

Сумма рН и рОН равна

рН + рОН = 14.

Для определения рН раствора используют индикаторы – органические вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от реакции среды. При постепенном изменении рН раствора окраска индикатора меняется. Интервал значений рН, в пределах которого наблюдается смешанная окраска индикатора, носит название «области перехода», или «интервала индикатора». В таблице 1 приведены данные об изменении окраски некоторых индикаторов.

Таблица 1 – Изменение окраски некоторых индикаторов

Название индикатора	Интервал индикатора	Окраска кислотной формы	Окраска основной формы
Метилоранж	3,2–4,5	Красная	Желтая
Метиловый красный	4,4–6,2	Красная	Желтая
Фенолфталеин	8,2–10	Бесцветная	Малиновая
Лакмус	5–8	Красная	Синяя

Удобнее пользоваться так называемыми «универсальными индикаторами» – это смеси различных индикаторов, изменяющие окраску в широком интервале рН. Для приблизительной оценки используют так называемые «индикаторные бумажки», то есть полоски бумаги, пропитанные раствором индикатора и высушенные. На них помещают каплю исследуемого раствора и сравнивают со шкалой, прилагаемой к бумажкам. Они позволяют быстро приближенно (≈ 0,5 ед. рН) определить рН исследуемого раствора.