Значение pH - это водородный показатель, благодаря которому можно определить, сколько свободных ионов водорода содержится в водяном растворе. Во время растворения в воде различных солей, или же, к примеру, при приготовлении определенного раствора нарушается кислотно-щелочной баланс, после чего нужно измерить pH .
При этом не следует путать параметры, которые определяют щелочность и кислотность раствора с показателем pH , поскольку между ними существует некоторая разница, но многие все же эту разницу не замечают. Значение pH собственно и определяет уровень щелочности и кислотности раствора, а вот кислотность и щелочность раствора указывают уже количество соединений, содержащихся в растворе и способствующих нейтрализации щелочи либо кислоты.
Скорость протекания химических реакций непосредственно зависит от pH уровня.
В области применения гидропоники контроль уровня pH весьма важен. Влияние ph на развитие растений сказывается как положительно, так и отрицательно. Поскольку не контролируемое его изменение в какую-нибудь сторону может привести к массе проблем, и даже к гибели растения, что нередко случается.
В повседневной жизни концентрация pH должна поддерживаться в тех пределах, дабы она не смогла повлиять на качество воды. Таким образом, для питьевой воды характерен уровень pH 6-9, в свою очередь для растворов, которые используются в гидропоники, обычно он составляет от 5.5 до 7.5.
Есть ли необходимость в систематическом определении pH?
pH водных растворов - играет основную роль в определении рабочих показателей и свойств раствора для гидропоники. Ведь при оптимальном уровне pH растения с легкостью усваивают питательные вещества, что так необходимо для успешного развития и роста.
Стоит отметить, что при пониженной кислотности pH раствор приобретает неприятную особенность - коррозийную активность. Когда уровень pH повышен рН>11, у раствора прослеживается неприятный запах. С ним нужно обращаться особенно осторожно, поскольку он способен привести к раздражению кожных покровов, а также глаз человека.
Следовало бы также уточнить, что не бывает идеальных и постоянных показателей pH . Для отдельных видов растений он должен составлять около 6.8 - 7.5, а для иных культур - около 5.5 - 6.8.
Методы контроля фактора pH
Существуют несколько довольно распространенных способов контроля pH фактора: измерение pH с помощью универсальных индикаторов: pH-метра, полосок pH , .
По мнению некоторых специалистов несколько грубоватым выглядит такой метод измерения, как полоски pH тест. Он заключается в применении универсальных индикаторах, которые представляют собой смесь из нескольких полосок, использующих красители, цвет окрашивания которых зависит непосредственно от кислoтно-щелoчной среды: с красного, несколько затрагивая жёлтый, затем зелёный, синий и в конце доходит до фиолетового. Такого рода окрашивание проявляется в результате перехода от кислoй oбласти до щелочной. Каким бы универсальным ни был настоящий метод контроля, он имеет один весомый недостаток: ph среда существенно меняется, если, к примеру, раствор имеет некоторый окрас либо же замутнен.
Если же в качестве метода контроля ph водных растворов вы выбрали электронный ph измеритель (к примеру, либо же , в данном случае можно измерять уровень pH в диапазоне от 0,01 до 14. В результате вы получите более точные сведения, чем в случае применения индикаторов.
Функция такого pH прибора основана на замерах ЭДС гальванической цепи, которая в своей конструкции имеет стеклянный электрод, потенциал которого зависит непосредственно от концентрированного содержания ионов H+ в том или ином растворе. Настоящий способ весьма удобен, поскольку точность прибора напрямую зависит от своевременной калибровки. При таком методе довольно легко определить ph раствора в условиях его замутнения либо окрашивания. Собственно благодаря этому настоящий способ один из наиболее востребованных.
Регулировка pH
Для понижения или повышения кислотности гидропонного раствора используют специальные растворы pH понизитель или pH повыситель. Будьте осторожны, для изменения раствора требуется всего несколько кaпель на литр.
Использование pH Down и pH Up:
Для сдвига рН вверх или вниз используются специальные растворы и .
Из расчета 3 мл на 10л для сдвига на 1 пункт вверх или вниз.
К примеру, у вас рН воды 4,0 , а вам необходимо поднять его до 5,5. Делается следующий расчет:
5,5-4,0=1,5х3=4,5 мл рН UP на 10 литров воды.
Аналогичен расчет и для рН DOWN
Что такое tds?
TDS, ppM, либо pH солей - общее содержание в растворе солей
Стоит затронуть тему минерализации. Такой процесс, как минерализация являет собой определение общего количества содержащихся в растворе солей. Среди наиболее распространенных следовало бы отметить неорганические соли. Ими могут выступать хлориды, бикарбонаты, сульфаты калия, кальция, натрия, магния, это также может быть минимальное число органических соединений, которые растворяются в воде.
В бытовом понимании это уровень жесткости мягкости воды.
Измерение TDS
Для измерения уровня солей проще всего приобрести солемер - . Этот прибор в считанные секунды определяет ppm раствора.
В Европе минерализацию принято называть двумя способами: так и Total Dissolved Solids (TDS ). На русский язык это будет переводиться как количество растворенных частиц. Единицей определения уровня минерализации считается 1 мг/литр. Это равнозначный параметр веса всех растворенных частиц и элементов в миллиграммах, а именно солей, которые содержаться в литре раствора.
Уровень выражения минерализации может также отображаться в ppM. Эта аббревиатура расшифровывается как parts per million, что в переводе на русский язык означает «частиц на миллион», то бишь сколько частиц солей растворены в 1 миллионе частиц водного раствора. Аналогичное сокращение можно встретить в некоторых европейских источниках. Оно выглядит так: 1 мг/л = 1 ppm.
Таблица конвертирования ppM в EC.
Важнейшие для здоровья параметры питьевой воды
pH - в одородный показатель
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
pH - это водородный показатель, (от латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода, или pondus hydrogenii - вес водорода) - 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 концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр: pH = -log. Т.е. рН определяется количественным соотношением в воде ионов Н+ и ОН-, образующихся при диссоциации воды . (Моль - единица измерения количества вещества.)
Если в воде пониженное содержание свободных ионов водорода (рН > 7) по сравнению с ионами гидроксида [ОН-], то вода будет иметь щелочную реакцию, а при повышенном содержании ионов Н+ (рН < 7) - кислую. В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга и в нейтральной воде рН=7. При растворении в воде различных химических веществ этот баланс может быть нарушен, что приводит к изменению значения рН.
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 > говорят, что раствор является кислым, а при > - щелочным.
Организм балансирует рН внутренних жидкостей, поддерживая значения на определенном уровне. Кислотно-щелочной баланс организма - это определенное соотношение кислот и щелочей в нем, способствующее его нормальному функционированию. Кислотно-щелочной баланс зависит от сохранения относительно постоянных пропорций между межклеточными и внутриклеточными водами в тканях организма. Если кислотно-щелочное равновесие жидкостей в организме не будет поддерживаться постоянно, нормальное функционирование и сохранение жизни окажутся невозможными.
Оптимальный pH питьевой воды = от 7,0 до 8,0.
По данным японских исследователей питьевая вода с pH выше 6,5-7 увеличивает показатели продолжительности жизни населения на 20-30%.
Водородный показатель (pH-фактор) - это мера активности ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность . Когда pH не на оптимальном уровне, растения начинают терять способность поглощать некоторые из необходимых для здорового роста элементы. Для всех растений есть специфический уровень pH который позволяет достичь максимальных результатов при выращивании. Большинство растений предпочитают слабокислую среду роста (между 5.5-6.5).
Водородный показатель в формулах
В очень разбавленных растворах водородный показатель эквивалентен концентрации ионов водорода. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:
pH = -lg
При стандартних условиях значение pH лежит в приделах от 0 до 14. В чистой воде, при нейтральном pH, концентрация H + равна концентрации OH - и составляет 1·10 -7 моль на литр. Максимально возможное значение pH определяется как сумма pH и pOH и равна 14.
Вопреки распространённому мнению, pH может изменяться не только в интервале от 0 до 14, а может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль/л pOH = −1.
Важно понимать! Шкала pH логарифмическая, что означает, что каждая единица изменения равняется десятикратному изменению концентрации ионов водорода. Другими словами, раствор с pH 6 в десять раз более кислый, чем раствор с pH 7, и раствор с pH 5 будет в десять раз более кислый, чем раствор с pH 6 и в сто раз более кислый, чем раствор с pH 7. Это означает, что когда вы регулируете pH вашего питательного раствора, и вам необходимо изменить pH на два пункта (например с 7.5 до 5.5) вы должны использовать в десять раз больше корректора pH, чем если бы изменяли pH только на один пункт (с 7.5 до 6.5).
Методы определения значения pH
Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.
Кислотно-основные индикаторы
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.
Универсальный индикатор
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 кислотной области в основную.
Растворами таких смесей - «универсальных индикаторов» обычно пропитывают полоски «индикаторной бумаги», с помощью которых можно быстро (с точностью до единиц рН, или даже десятых долей рН) определить кислотность исследуемых водных растворов. Для более точного определения полученный при нанесении капли раствора цвет индикаторной бумаги немедленно сравнивают с эталонной цветовой шкалой, вид которой представлен на изображениях.
Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
Учитывая тот факт, что оптимальные значения pH для питательных растворов в гидропонике имеют весьма узкий интервал (обычно от 5.5 до 6.5) использую и другие комбинации индикаторов. Так, например, наш имеет рабочий диапазон и шкалу от 4.0 до 8.0, что делает такой тест более точным в сравнении с универсальной индикаторной бумагой.
pH-метр
Использование специального прибора - pH-метра - позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью универсальных индикаторов. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН. Позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
Аналитический объёмный метод
Аналитический объёмный метод - кислотно-основное титрование - также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакция. Точка эквивалентности - момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, - фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
Влияние температуры на значения pH
Значение pH может меняться в широком диапазоне при изменение температуры. Так, 0,001 молярный раствор NaOH при 20°C имеет pH=11,73, а при 30°C pH=10,83. Влияние температуры на значения pH объясняется различной диссоциацией ионов водорода (H +) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.
Регулирование pH питательного раствора
Подкисление питательного раствора
Питательный раствор обычно приходится подкислять. Поглощение ионов растениями вызывает постепенное подщелачивание раствора. Любой раствор, имеющий pH 7 или выше, чаще всего приходится доводить до оптимального pH. Для подкисления питательного раствора можно использовать различные кислоты. Чаще всего применяют серную или фосфорную кислоты. Более верным решением для гидропонных растворов являются буферные добавки, такие как и . Данные средства не только доводят значения pH до оптимального, но и стабилизируют значения на длительный период.
При регулировании pH как кислотами, так и щелочами нужно надевать резиновые перчатки, чтобы не вызвать ожогов кожи. Опытный химик умело обращается с концентрированной серной кислотой, он по каплям добавляет кислоту к воде. Но начинающим гидропонистам, пожалуй, лучше обратиться к опытному химику и попросить его приготовить 25%-ный раствор серной кислоты. Во время добавления кислоты раствор перемешивают и определяют его pH. Узнав примерное количество серной кислоты, в дальнейшем ее можно добавлять из мерного цилиндра.
Серную кислоту нужно прибавлять небольшими порциями, чтобы не слишком сильно подкислить раствор, который тогда придется опять подщелачивать. У неопытного работника подкисление и подщелачивание могут продолжаться до бесконечности. Помимо напрасной траты времени и реактивов, такое регулирование выводит из равновесия питательный раствор вследствие накопления ненужных растениям ионов.
Подщелачивание питательного раствора
Слишком кислые растворы подщелачивают едким натрием (гидроксид натрия). Как следует из его названия - это едкое вещество, поэтому нужно пользоваться резиновыми перчатками. Рекомендуется приобретать едкий натрий в виде пилюль. В магазинах бытовой химии едкий натрий можно приобрести как средство для очистки труб, например "Крот". Растворяют одну пилюлю в 0,5 л воды и постепенно приливают щелочной раствор к питательному раствору при постоянном помешивании, часто проверяя его pH. Никакими математическими расчетами не удается вычислить, сколько кислоты или щелочи нужно добавить в том или ином случае.
Если в одном поддоне хотят выращивать несколько культур, нужно подбирать их так, чтобы совпадал не только их оптимальный pH, но и потребности в других факторах роста. Например, желтым нарциссам и хризантемам нужен pH 6,8, но различный режим влажности, поэтому их невозможно выращивать на одном и том же поддоне. Если давать нарциссам столько же влаги, сколько хризантемам , луковицы нарциссов загниют. В опытах ревень достигал максимального развития при pH 6,5, но мог расти даже при pH 3,5. Овес, предпочитающий pH около 6, дает хорошие урожаи и при pH 4, если сильно увеличить дозу азота в питательном растворе. Картофель растет при довольно широком интервале pH, но лучше всего он развивается при pH 5,5. Ниже этого pH также получают высокие урожаи клубней, но они приобретают кислый вкус. Чтобы получать максимальные урожаи высокого качества, нужно точно регулировать pH питательных растворов.
Водородный показатель , pH (лат. p ondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш» ) — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:
История водородного показателя pH .
Понятие водородного показателя введено датским химиком Сёренсеном в 1909 году. Показатель называется pH (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, либо pondus hydrogeni — вес водорода). В химии сочетанием pX обычно обозначают величину, которая равна lg X , а буквой H в этом случае обозначают концентрацию ионов водорода (H + ), либо, вернее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.
Уравнения, связывающие pH и pOH .
Вывод значения pH .
В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) оказываются одинаковыми и равняются 10 −7 моль/л, это четко следует из определения ионного произведения воды, равное [H + ] · [OH − ] и равно 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).
Если концентрации двух видов ионов в растворе окажутся одинаковыми, в таком случае говорится, что у раствора нейтральная реакция. При добавлении кислоты к воде, концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов понижается, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода уменьшается. Когда [H + ] > [OH − ] говорится, что раствор оказывается кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.
Чтоб было удобнее представлять, для избавления от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода используют их десятичный логарифм, который берется с противоположным знаком, являющийся водородным показателем — pH .
Показатель основности раствора pOH .
Немного меньшую популяризацию имеет обратная pH величина — показатель основности раствора , pOH , которая равняется десятичному логарифму (отрицательному) концентрации в растворе ионов OH − :
как во всяком водном растворе при 25 °C , значит, при этой температуре:
Значения pH в растворах различной кислотности.
- Вразрез с распространённым мнением, pH может изменяться кроме интервала 0 - 14, также может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1 .
Т.к. при 25 °C (стандартных условиях) [H + ] [OH − ] = 10 −14 , то ясно, что при такой температуре pH + pOH = 14 .
Т.к. в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , значит, у кислых растворов pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH нейтральных растворов равняется 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды увеличивается, значит, увеличивается ионное произведение воды, тогда нейтральной будет pH = 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH −); с понижением температуры, наоборот, нейтральная pH увеличивается.
Методы определения значения pH .
Существует несколько методов определения значения pH растворов. Водородный показатель приблизительно оценивают при помощи индикаторов, точно измерять при помощи pH -метра либо определять аналитическим путём, проводя кислотно-основное титрование.
- Для грубой оценки концентрации водородных ионов часто используют кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. Самые популярные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и др. Индикаторы могут быть в 2х по-разному окрашенных формах — или в кислотной, или в основной. Изменение цвета всех индикаторов происходит в своём интервале кислотности, зачастую составляющем 1-2 единицы.
- Для увеличения рабочего интервала измерения pH применяют универсальный индикатор , который является смесью из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно изменяет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным способом затруднено для мутных либо окрашенных растворов.
- Применение специального прибора — pH -метра — дает возможность измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH ), чем при помощи индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, которая включает стеклянный электрод, потенциал которого зависим от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ обладает высокой точностью и удобством, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН , что дает измерять pH непрозрачных и цветных растворов и поэтому часто применяется.
- Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — тоже даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) каплями добавляют к раствору, который исследуется. При их смешивании происходит химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, для полного завершения реакции, — фиксируется при помощи индикатора. После этого, если известна концентрация и объём добавленного раствора титранта, определяется кислотность раствора.
- pH :
0,001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3 , при 30 °C pH=3,
0,001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11,73 , при 30 °C pH=10,83,
Влияние температуры на значения pH объясняют разчной диссоциацией ионов водорода (H +) и не есть ошибкой эксперимента. Температурный эффект нельзя компенсировать за счет электроники pH -метра.
Роль pH в химии и биологии.
Кислотность среды имеет важное значение для большинства химических процессов, и возможность протекания либо результат той или иной реакции зачастую зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований либо на производстве применяют буферные растворы, позволяющие сохранять почти постоянное значение pH при разбавлении либо при добавлении в раствор маленьких количеств кислоты либо щёлочи.
Водородный показатель pH часто применяют для характеристики кислотно-основных свойств разных биологических сред.
Для биохимических реакций сильное значение имеет кислотность реакционной среды, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода зачастую 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 под действием буферных систем организма.
В человеческом организме в разных органах водородный показатель оказывается разным.
|
Некоторые значения pH. |
|
|
Вещество |
|
|
Электролит в свинцовых аккумуляторах |
|
|
Желудочный сок |
|
|
Лимонный сок (5% р-р лимонной кислоты) |
|
|
Пищевой уксус |
|
|
Кока-кола |
|
|
Яблочный сок |
|
|
Кожа здорового человека |
|
|
Кислотный дождь |
|
|
Питьевая вода |
|
|
Чистая вода при 25 °C |
|
|
Морская вода |
|
|
Мыло (жировое) для рук |
|
|
Нашатырный спирт |
|
|
Отбеливатель (хлорная известь) |
|
|
Концентрированные растворы щелочей |
|
Сильные кислоты и основания (табл.2.1) в растворах диссоциируют пол-
ностью, поэтому концентрация ионов водорода и ионов гидроксила равна
общей концентрации сильного электролита.
Для сильных оснований : [ OH - ] = См ;длясильных кислот: [ H + ] =См.
Таблица 2.1
Сильные электролиты
Слабым электролитом принято считать химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов для децимолярных растворов (0,1М) меньше 3%. Примеры слабых электролитов: все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (например, H 2 S, HCN), большинство гидроксидов (например, Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2).
Для растворов слабых кислот концентрация ионов водорода в растворе рассчитывается по формуле:
где: Кк – константа диссоциации слабой кислоты; Ск – концентрация кислоты, моль/дм 3 .
Для растворов слабых оснований концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:
где: Ко – константа диссоциации слабого основания; Сосн. – концентрация основания, моль/дм 3 .
Таблица 2.2
Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25 оС
|
Константа диссоциации, Кд |
|
2.2. Примеры решения индивидуального задания
Пример №1.
Условие задания: Определить концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе, если рН =5,5.
Решение
Концентрация ионов водорода рассчитывается по формуле:
[Н + ] = 10 -рН
[Н + ] = 10 -5,5 = 3,16 10 -6 моль/дм 3
Концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:
10 -рOН
рОН = 14 – рН = 14 – 5,5 = 8,5
10 -8,5 = 3 10 -9 моль/дм 3
Пример № 2.
Условие задания: Вычислить рН 0,001 М раствора HС1.
Решение
Кислота HС1 является сильным электролитом (табл.2.1) и в разбавленных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:
HС1⇄ Н + + С1 -
Поэтому концентрация ионов [Н + ] равна общей концентрации кислоты: [Н + ] = См = 0,001 М.
[Н + ] = 0,001= 1·10 -3 моль/дм 3
рН = – lg = – lg 1 10 -3 = 3
Пример № 3.
Условие задания: Вычислить рН 0,002 М раствора NaOH.
Решение
Основание NaOH является сильным электролитом (табл.2.1) и в разбавленных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:
NaOH ⇄Na + +OH -
Поэтому концентрация гидроксильных ионов равна общей концентрации основания: [ОH - ]=См = 0,002 М.
рОН = – lg[ОН - ] = – lgСм = – lg 2 10 -3 = 2,7
рН = 14 – 2,7 = 11,3
Пример №4.
Условие задания: Вычислить рН 0,04 М раствора NH 4 OH, если константа диссоциации Кд(NH 4 OH ) = 1,79·10 -5 (табл.2.2).
Решение
Основание NH 4 OH является слабым электролитом и в разбавленных растворах очень незначительно диссоциирует на ионы.
Концентрация гидроксильных ионов [ОH - ] в растворе слабого основания рассчитывается по формуле:
рОН = – lg[ОH - ] = – lg 8,5·10 -2 = 1,1
Исходя из формулы: рН + рОН = 14, находим рН раствора:
рН = 14 – рOН = 14 – 1,1 = 12,9
Пример №5.
Условие задания: Вычислить рН 0,17 М растворауксусной кислоты (CH 3 COOH), если константа диссоциации Кд(CH 3 COOH) = 1,86 10 -5 (табл.2.2).
Решение
Кислота CH 3 COOH является слабым электролитом и в разбавленных растворах очень незначительно диссоциирует на ионы.
Концентрация ионов водорода в растворе слабой кислоты рассчитывается по формуле:
Вычисляем pH раствора по формуле: рН = – lg
pH = – lg 1,78 10 -3 = 2,75
2.3. Индивидуальные задания
Условия заданий (табл. 2.3):
Задание № 1. Вычислить концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе при определенном значении рН (см. пример № 1);
Задание № 2. Вычислить рН раствора сильного электролита (кислоты, основания) при заданной концентрации (см. пример № 2, 3);
Задание № 3. Вычислить рН раствора слабого электролита (кислоты, основания) при заданной концентрации (см. пример № 4, 5).
Таблица 2.3
Состав исследуемой воды
|
задания |
Условия заданий: |
||||
|
Задание № 1 |
Задание № 2 |
Задание № 3 |
|||
|
Сильный электролит |
Концентрация, См |
электролит |
Концентрация, См |
||
Продолжение табл. 2.3
