PH

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

pH, Водневий показник - величина, що показує міру активності іонів водню (Н⁺) в розчині, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користувтись терміном "концентрація" замість "активність" у цьому визначенні.

У водних розчинах активність іонів водню визначається константою дисоціації води (Кw=1.011 × 10⁻¹⁴ при 25°С) та взаємодією з іншими іонами в розчині. Завдяки такому значенню константи дисоціації нейтральний розчин (де активність іонів водню дорівнює активності гідроксильних груп ОН^-) має значення рН, що дорівнює 7. Водні розчини із значенням рН, меншим ніж 7, вважаються кислотними, із значенням рН більшим 7 - лужними.

Загальну концепція виміру кислотності розчина за допомогою рН сформудював С. П. Соренсен (Sørensen) в 1909 році.

[ред.] Визначення

Формула для обчислення величини рН (що не має одиниць розмірності) є наступною:

[H⁺] показує концентрацію іонів Н⁺ (або, якщо казати точніше, для водних розчинів - іонів гідроксонію [H₃O⁺]), вимірених в молях на літр (одиниця концентрації, що називається "молярність"). В розчинах невисокої концентрації активність іонів співпадає з величиною їхньої концентрації.

рН абсолютно чистої води мусить мати значення 7. Але в реальності такого майже ніколи не трапляється - наприклад завдяки тому, що, при розчинюванні у воді вуглекислого газу (СО₂) з повітря, утворюється вугільна кислота Н₂СО₃, яка при дисоціації на іони Н⁺ та СО₃^2- може зменшувати значення рН води до величини 5.7-6.

pH більшості відомих розчинів коливається між значеннями 0 та 14. Відомі розчини із значенням рН меншим нуля та більшим 14, але у таких випадках замість pH, як характеристики кислотності розчину, зазвичай користуються концентрацією кислоти або лугу .

[ред.] Розрахунок pH для розчинів

Значення pH для слабких та сильних кислот можна розрахувати, аикористовуючі деякі припущення.

Процес розчиненя сильної кислоти, наприклад соляної, у водї можна записати, як:

HCl(aq) → H⁺ + Cl⁻

Тобто приймаєтся, що в 0.01 M розчині HCl концентрація іонів гідроксонію також становить 0.01 M. Отже: pH = −log₁₀ [H⁺]:

pH = −log (0.01)

що дорівнює 2.

Для слабких кислотреакція дисоціації не йде до кінця. Між іонами водню, молекулами кислоти та її спорідненої основи досягаєтся рівновага. Наступне рівняння ілюструє цю півновагу між мурашиною кислотою та її іонами:

HCOOH(aq) ↔ H⁺ + HCOO⁻

Щоб мати можливість розрахувати pH необхідно знати константу рівноваги для цієї кислоти, яка визначаєтся за наступним рівнянням:

K_a = [іони водню][іони кислоти] / [кислота]

Для HCOOH, K_a = 1.6 × 10⁻⁴

При розрахунку pH не дуже слабої кислоти у незанадто розведеному розчині зазвичай приймається, що вода не постачає іонів водню (до речі таке саме припущення було зроблено для розрахунку кислотності сильної кислоти вище). Це спрощує розрахунок і достатньо правомірно, тому, що концентрація іонів водню, що є наслідком дисоціації води складає 1×10⁻⁷ М, що зазвичай несуттєво.

Для 0.1 М розчину мурашиної кислоти (HCOOH), константа кислотності дорінює:

K_a = [H⁺][HCOO⁻] / [HCOOH]

Приймаючи, за x кількість дисоційованих молекул кислоти, заувжимо, що [HCOOH] зменшиться на цю кількість, у той час як [H⁺] та [HCOO⁻] збільшаться на це число. Таким чином, [HCOOH] можна замінити на 0.1 − x, а [H⁺] та [HCOO⁻] на x. В результаті маємо вираз:

Розв'язуючи відносно x одержуємо 3.9×10⁻³, що і є концентрацією іонів водню. Таким чином pH = −log(3.9×10⁻³), або приблизно 2.4.

[ред.]