Как найти ph слабой кислоты. Ионное произведение воды
→ → →PHformula
pHformula (пашформула) – это первая система фарма-космецевтических продуктов и процедур, созданная в результате союза космецевтики и медицины. Эта система позволяет справиться с рядом нарушений состояния кожи: акне, чрезмерной пигментацией, розацеа, сильной чувствительностью и преждевременным старением. При этом продукты pHformula не только решают уже имеющиеся проблемы, но и выступают в качестве профилактического средства, не допуская повторения ситуации в дальнейшем.
История
Лаборатории, в которых была создана pHformula, были основаны в конце XIX века в Барселоне. В настоящее время ими управляет уже четвертое поколение семьи фармацевтов, специализирующихся на дерматологии. Бренд активно инвестирует в исследовательскую деятельность для научного обоснования и доказательства эффективности действия своих продуктов, активно сотрудничая с лучшими медицинскими учреждениями. Все активные компоненты формул являются фарма-космецевтическими ингредиентами, а исследования, демонстрирующие их эффективность, опубликованы в открытом доступе.
Сильные стороны бренда
- фарма-космецевтические продукты
- клиническая эффективность формул в эстетической косметологии
- использование самых современных научных разработок
- система дерматологически протестирована
- простая система назначений и использования продуктов домашнего ухода
- уникальная возможность создания многофункциональных комбинаций процедур обновления кожи
- высокая эффективность процедур
- фармацевтический уровень активности ингредиентов
- продукты не содержат ланолин и искусственные красители
- pHformula – это некомедогенные продукты (не закупоривают поры)
- система консервантов не содержит парабены
- уникальный транспортный комплекс PH-DVC™ для доставки активных веществ*
- надежная защита от ультрафиолета, созданная для сохранения и восстановления ДНК клеток кожи
*Уникальный транспортный комплекс PH-DVC™ помогает активным ингредиентам равномерно проникать в глубокие слои кожи, тем самым повышая их биологическую доступность и удлиняя период их действия. Использование комплекса PH-DVC™ позволяет применять максимальные концентрации ингредиентов без риска негативных реакций и осложнений, характерных для большинства традиционных пилингов.
Система контролируемого обновления кожи pHformula. Профессиональный уход
Система контролируемого обновления кожи pHformula состоит из 3-х последовательных этапов: подготовка кожи к процедурам обновления, курс профессиональных обновляющих процедур, восстановление после курса. Препараты для домашнего ухода для подготовки и восстановления кожи имеют максимально активные составы и их использование необходимо для получения оптимальных результатов и снижения рисков возникновения осложнений.
Процедуры pHformula персонализируются посредством выбираемых продуктов для решения той или иной проблемы кожи, но основная задача каждой процедуры - отшелушивание (эксфолиация), а также активная стимуляция клеточной регенерации и восстановления.
pHformula - это первая линия продуктов, в которой используется сочетание альфа-кето-, альфа-гидрокси-, альфа-бета- и поли-гидрокси кислоты. Такой комплекс кислот действует менее травматично, чем продукты на основе одной кислоты в высокой концентрации.
Кроме комбинаций кислот во всех составах pHformula содержатся компоненты для восстановления кожи: витамины, антиоксиданты, микроэлементы, переносчики кислорода, метаболизаторы. Эти вещества помогают коже быстрее восстановиться после процедур обновления и снижают вероятность осложнений.
Лаборатория phformula разработала широкий спектр процедур обновления кожи, с помощью которых можно корректировать различные нарушения состояния кожи, такие как акне, розацеа, признаки старения, гиперпигментация. Также в арсенале возможностей pHformula есть процедура по эффекту, аналогичная микродермабразии и методики, сочетающие действие обновляющих продуктов и мезороллертерапию. В весенне-летний сезон также могут выполняться обновляющие процедуры для кожи кистей рук, шеи и декольте, а также в области вокруг глаз.
Специалист pHformula подберет подходящую для Вас процедуру с учетом особенностей Вашей кожи и желаемых результатов на этапе консультации.
Показания к использованию системы pHformula
1. Старение
- Фотостарение (повреждения, вызванные действием УФ лучей)
- Неравномерная пигментация
- Лентиго
- Телеангиэктазии
- Тусклый цвет кожи
- Гиперкератоз
- Неровная текстура кожи
- Поверхностные и умеренно выраженные морщины
2. Гиперпигментация
- Мелазма
- Хлоазма
- Фотопигментация
- Поверхностная гиперпигментация (эпидермальная)
- Поствоспалительная гиперпигментация
- Солнечное лентиго
- Веснушки
3 степени акне:
- 1 степень: открытые и закрытые комедоны, избыточная продукция себума, расширенные поры
- 2 степень: открытые и закрытые комедоны, единичные папулы и пустулы, незначительное воспаление
- 3 степень: воспаленное папуло-пустулезное акне, появление единичных узловых элементов
Постакне
4. Хроническое покраснение (розацеа)
- Покраснение, чувствительность
- Телеангиэктазии
5. Домашний уход
- Фарма-космецевтические продукты для обновления кожи
Рекомендации pHformula по уходу до и после процедур обновления кожи были специально разработаны для ускорения восстановления и получения наилучших результатов без повреждения кожи. Продукты pHformula для домашнего использования снабжают кожу всеми необходимыми активными ингредиентами (витаминами, антиоксидантами, аминокислотами и т.д.), значимость которых для подготовки кожи к процедурам обновления и быстрого восстановления после них была клинически доказана: активные подготавливающие концентраты и восстанавливающие концентраты для решения проблем старения, гиперпигментации, акне и хронического покраснения кожи, а также дополнительные средства для всех состояний и типов кожи (очищения, защиты от УФЛ, кремы для лица, тела, рук, тонирующие средства).
Для электролитов, степень диссоциации которых меньше 5% при концентрации более 10 моль/дм или Кд меньше 1*10 -4 закон разбавления Оствальда выражается:
Для слабого основания:
Примеры решения задач по расчёту рН растворов слабых кислот и оснований.
Пример 8. Вычислить рН 0,001 Н уксусной кислоты, если =0,13
Решение:
Пример 9. Определить:
А) рН 0,01н СН 3 СООН, если 
В) рН 0,01н NH 4 OH, если 
Решение:
Представив уравнение 
в логарифмической форме получим 
,
таким образом для одноосновной кислоты 
Следовательно 
, для слабого основания 
;
, следовательно
Пример 10. Концентрация ионов Н + в растворе равна 2 . 10 -4 моль/дм . Вычислить концентрацию ОН - , рН и рОН в этом растворе.
Решение:
;
Пример 11. Вычислить рН раствора, в 500мл которого растворено 2г NaOH.
Решение:
РН=14-рС основ;
; рН = 14 – 1 = 13
Решение.
В водном растворе аммиака имеет место равновесие
NH 3 + Н 2 O Û NH 4 + + ОН -
Поскольку раствор аммиака - слабое основание и K B < 1*10 -4 , то расчёт ведут следующим образом:
рОН= - lg [ОН - ] = - lg 4,2 10-3 = 3- 0,623= 2,38
pH = 14- рОН = 14 - 2,38= 11,62
Пример 13. Степень диссоциации СН 3 СООН в 0,1 моль/дм 3 растворе равна 1,32*10 -3 . Вычислить концентрации ионов Н + и СНзСОO - , pH раствора и К д кислоты.
Решение.
Записывают уравнение диссоциации уксусной кислоты
СН 3 СООН + Н 2 O Û Н 3 О + + СН 3 СОО -
СН 3 СООН - слабая кислота, поэтому
A*CH 3 COOH = 1,32*10 -2 *0,1 = 1,32*10 -3 моль/дм 3
pH= - lg = - lg 1,32 10 -3 = 3 - 0,12 = 2,88 [Н + ] = [СН 3 СОО - ] = 1,32*10 -3 моль/дм 3
Из закона разбавления Оствальда находят К СН3СООН:
К СН3СООН = a 2 * С СН3СООН = (1.32*10 -2) 2 0,1 = 1,74 *10 -5
Задачи:
Расчет концентрации ионов и ионной силы в растворах сильных электролитов
1. Считая диссоциацию полной, вычислить концентрации ионов:
А) К + в 0,5М растворе K 2 SO 4 , K 3 PO 4 ;
Б) Al 3+ в 2М растворе Al 2 (SO 4) 3 , AlCl 3 .
2. Вычислить ионную силу в растворах:
0,3 М хлорида бария, 0,06 М ортофосфата калия, 0,02 М сульфата алюминия.
Ответ: (0,82; 2,45 10 моль/дм 3)
5. Вычислить активность ионов Na + ,H + ,SO 4 2- в растворе с концентрацией 2 10 моль/дм 3 сульфата натрия и 5 10 моль/дм 3 серной кислоты.
Ответ: (3,16*10 моль/дм 3 ; 7,9х10 моль/дм 3 ; 8,2*10 моль/дм 3)
6. После растворения хлорида калия, сульфата магния и сульфата железа (III) в воде молярная концентрация этих солей равна соответственно: 0,05; 0,02 и 0,01 моль/дм 3 . Вычислить ионную силу раствора.
Расчет концентрации ионов, рН и РОН в растворах слабых электролитов:
7. Вычислить рН 0,01н раствора гидроокиси аммония, степень диссоциации которой равна 0,1.
8. Активная кислотность желудочного сока равна 0,047. Найти рН желудочного сока.
9. Найти рН молочной кислоты, константа диссоциации которой равна 1,44 . 10 -4 , С=0,01.
10.Вычислить рН раствора азотной кислоты, если массовая доля кислоты в растворе равна 4% (
).
11.Вычислить концентрацию и число ионов водорода в крови объёмом 100мл,если рН крови=7,36.
1.Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований.
Расчет рН в растворах сильных одноосновных кислот и оснований проводят по формулам:
рН = - lg C к и рН =14 + lg С о
Где C к, С о –молярная концентрация кислоты или основания, моль/л
2.Расчет рН в растворах слабых кислот и оснований
Расчет рН в растворах слабых одноосновных кислот и оснований проводят по формулам:рН = 1/2 (рК к – lgC к) и рН = 14 - 1/2(рК О - lg C О)
3.Расчет рН в растворах гидролизующихся солей
Различают 3 случая гидролиза солей:
а) гидролиз соли по аниону (соль образована слабой кислотой и сильным основанием, например CH 3 COO Na). Значение рН рассчитывают по формуле: рН = 7 + 1/2 рК к + 1/2 lg С с
б) гидролиз соли по катиону (соль образована слабым основанием и сильной кислотой, например NH 4 Cl).Расчет рН в таком растворе ведут по формуле: рН = 7 - 1/2 рК о - 1/2 lg С с
в) гидролиз соли по катиону и аниону (соль образована слабой кислотой и слабым основанием, например CH 3 COO NH 4). В этом случае расчет рН ведут по формуле:
рН = 7 + 1/2 рК к - 1/2 рК о
Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многопротонным основанием, то в перечисленные выше формулы (7-9) расчета рН подставляются значения рК к и рК о по последней ступени диссоциации
4.Расчет рН в растворах различных смесей кислот и оснований
При сливании кислоты и основания рН полученной смеси зависит от количеств взятой кислоты и основания и их силы.
4.Буферные системы
К буферным системам относятся смеси:
а)слабой кислоты и ее соли, напримерCH 3 COO H + CH 3 COO Na
б) слабого основания и его соли, например NH 4 OH + NH 4 Cl
в) смесь кислых солей разной кислотности, например NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4
г) смесь кислой и средней солей, например NaНCO 3 + Na 2 CO 3
д) смесь основных солей разной основности, например Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 и т.д.
Расчет рН в буферных системах ведут по формулам: рН = рК к – lg C к /С с и рН = 14 – рК о + lg C о /С с
Кислотно-основные буферные растворы, уравнение Гендерсона-Хассельбаха. Общая характеристика. Принцип действия. Расчет рН буферного раствора. Буферная емкость.
Буферные растворы – системы, поддерживающие определенное значение какого-либо параметра (рН, потенциала системы и т.д.) при изменении состава системы.
Кислотно-основный называется буферный раствор , сохраняющий примерно постоянным значение рН при добавлении к нему не слишком больших количеств сильной кислоты или сильного основания, а также при разбавлении и концентрировании. Кислотно-основные буферные растворы содержат слабые кислоты и сопряженные с ним основания. Сильная кислота при добавлении к буферному раствору»превращается» в слабую кислоту, а сильное основание – в слабое основание. Формула для расчета рН буферного раствора: рН = рК о + lg C о /С с Это уравнение Гендерсона – Хассельбаха . Из этого уравнения следует, что рН буферного раствора зависит от соотношения концентраций слабой кислоты и сопряженного с ней основания. Поскольку при разбавлении это соотношение не изменяется, то и рН раствора остается постоянным. Разбавление не может быть безграничным. При очень значительном разбавлении рН раствора изменится, так как, во-первых, концентрации компонентов встанут настолько малыми, что уже нельзя будет пренебречь автопротолизом воды, а во-вторых, коэффициенты активности незаряженных и заряженных частиц по-разному зависят от ионной силы раствора.
Буферный раствор сохраняет постоянные величины рН при добавлении лишь не очень больших количеств сильной кислоты или сильного основания. Способность буферного раствора «сопротивляться» изменению рН зависит от соотношения концентраций слабой кислоты и сопряженного с ней основания, а также от их суммарной концентрации – и характеризуется буферной емкостью.
Буферная емкость – отношение бесконечно малого увеличения концентрации сильной кислоты или сильного основания в растворе(без изменения объема) в вызванному этим увеличением изменению рН(стр.239, 7.79)
В сильнокислой и сильнощелочной среде буферная емкость значительно увеличивается. Растворы, в которых достаточно высока концентрация сильной кислоты или сильного основания, также обладают буферными свойствами.
Буферная емкость максимальна при рН=рКа. Для поддержания некоторого значения рН следует использовать такой буферный раствор, у которого величина рКа входящий в его состав слабой кислоты находится как можно ближе к этому рН. Буферный раствор имеет смысл использовать для поддержания рН, находящегося в интервале рКа + _ 1 . Такой интервал называется рабочей силой буфера.
19.Основные понятия, связанные с комплексными соединениями. Классификация комплексных соединений. Константы равновесия, используемые для хар-ки комплексных соединений: константы образования, константы диссоциации (общие, ступенчатые, термодинамические, реальные и условные концентрационные)
Чаще всего комплексом называют частицу, образованную в рез-те донорно-акцепторного взаимодействия центрального атома(иона), называемого комплексообразователем, и заряженных или нейтральных частиц, называемых лигандами. Комплексообразователь и лиганды должны самостоятельно существовать в той среде, где происходит р-ция комплексообразования.
Комплексное соединение состоит из внутренней и внешней сфер. К3(Fe(CN)6)- К3-внешняя сфера, Fe-комплексообразователь, CN- лиганд, комплексообразователь+ лиганд=внутренняя сфера.
Дентатностью называется число донорных центров лиганда, участвующих в донорно-акцепторном взаимодействии при образовании комплексной частицы. Лиганды бывают монодентатными(Cl-, H2O, NH3), бидентатными(C2O4(2-), 1,10-фенантролин) и полидентатными.
Координационным числом называют число донорных центров лигандов, с которыми взаимодействует данный центральный атом. В выше указанном примере: 6-координационное число. (Ag(NH3)2)+ –координационное число 2, так как аммиак монодентатным лигандом, а в (Ag(S2O3)2)3- - координационное число 4, так как тиосульфат ион –бидентатный лиганд.
Классификация.
1)В зависимости от своего заряда: анионные((Fe(CN)6)3-), катионными((Zn(NH3)4)2 +) и незаряженными или комплексы-неэлектролиты(HgCl2).
2)В зависимости от числа атомов металла: моноядерные и полиядерные комплексы. В состав моноядерного комплекса входит один атом металла, а в состав полиядерного- два и более. Полиядерные комплексные частицы, содержащие одинаковые атомы металла, называют гомоядерными(Fe2(OH)2)4+ или Be3(OH)3)3+), а содержащие атомы различных металлов- гетероядерными(Zr2Al(OH)5)6+).
3)В зависимости от хар-ра лигандов: однороднолигандные и разнолигандные (смешаннолигандные) комплексы.
Хелаты-циклические комплексные соединения ионов металлов с полидентатными лигандами(обычно органическими), в которых центральный атом входит в состав одного или нескольких циклов.
Константы . Прочность комплексного иона характеризуется его константой диссоциации, называемой константой нестойкости.
Если справочные данные по ступенчатым константам нестойкости отсутствуют, пользуются общей константой нестойкости комплексного иона:
Общая константа нестойкости равна произведению ступенчатых констант нестойкости.
В
аналитической химии вместо констант
нестойкости в последнее время пользуются
константами устойчивости комплексного
иона:
Константа устойчивости относится к процессу образования комплексного иона и равна обратной величине константы нестойкости: Куст = 1/Кнест.
Константа устойчивости характеризует равновесие образования комплекса.
Термодинамическая и концентрационная константы см. стр. 313.
20. Влияние различных факторов на процесс комплексообразования и устойчивость комплексных соединений. Влияние концентрации реагирующих в-в на комплексообразование. Расчет молярных долей свободных ионов металла и комплексов в равновесной смеси.
1)Устойчивость комплексных соединений зависит от природы комплексообразователя и лигандов. Закономерность изменения устойчивости многих комплексов металлов с различными лигандами можно объяснить с пом. Теории жестких и мягких кислот и оснований(ЖМКО): мягкие кислоты образуют более устойчивые соединения с мягкими основаниями, а жесткие- с жесткими.(напр., Al3+,B3+(ж. к-ты) образовывают комплексы с O- и N-сод. Лигандами(ж. основаниями), а Ag+ или Hg2+ (м. к-ты) с S-сод. Лигандами(м. осн.). Комплексы катионов металлов с полидентатными лигандами явл. Более устойчивыми, чем комплексы с аналогичными монодентатными лигандами.
2)ионная сила. При повышении ионной силы и уменьшения коэффициентов активности ионов устойчивость комплекса уменьшается.
3)температура. Если при образовании комплекса дельта Н больше 0, то при повышении температуры устойчивость комплекса увеличивается, если же дельта Н меньше 0, то уменьшается.
4)побочные р-ции. Влияние рН на устойчивость комплексов зависит от природы лиганда и центрального атома. Если в состав комплекса в качестве лиганда входит более или менее сильное основание, то при понижении рН происходит протонирование таких лигандов и уменьшение молярной доли формы лиганда, участвующей в образовании комплекса. Влияние рН будет тем сильнее, чем больше сила данного основания и чем меньше устойчивость комплекса.
5)концентрация. При возрастании концентрации лиганда увеличивается содержание комплексов с большим координационным числом и уменьшается концетрация свободных ионов металла. При избытке ионов металла в р-ре будет доминировать монолигандный комплекс.
Молярная доля ионов металла, не связанных в комплексы
Молярная доля комплексных частиц
Вода – очень слабый электролит, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода (H +) и гидроксид-ионы (OH –),
Этому процессу соответствует константа диссоциации:
.
Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды с достаточной точностью равна общей концентрации воды, т. е. 1000/18 = 5,5 моль/дм 3 .
В разбавленных водных растворах концентрация воды мало изменяется и ее можно считать постоянной величиной. Тогда выражение константы диссоциации воды преобразуется следующим образом:
.
Константа , равная произведению концентрации ионов H + и OH – , представляет собой постоянную величину и называется ионным произведением воды . В чистой воде при 25 ºС концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны и составляют
Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами.
Так, при 25 ºС
– нейтральный раствор;
> – кислый раствор;
< – щелочной раствор.
Вместо концентраций ионов H + и OH – удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; обозначаются символами pH и pOH:
;
.
Десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, называется водородным показателем (pH).
Ионы воды в некоторых случаях могут взаимодействовать с ионами растворенного вещества, что приводит к существенному изменению состава раствора и его pH.
Таблица 2
Формулы расчета водородного показателя (рН)
* Значения констант диссоциации (K ) указаны в приложении 3.
pK = – lgK ;
HAn – кислота; KtOH – основание; KtAn – соль.
При вычислениях pH водных растворов необходимо:
1. Определить природу веществ, входящих в состав растворов, и подобрать формулу для расчета pH (таблица 2).
2. Если в растворе присутствует слабая кислота или основание, найти по справочнику или в приложении 3 pK этого соединения.
3. Определить состав и концентрацию раствора (С ).
4. Подставить численные значения молярной концентрации (С
) и рK
в расчетную формулу и вычислить рН раствора.
В таблице 2 приведены формулы расчета pH в растворах сильных и слабых кислот и оснований, буферных растворах и растворах солей, подвергающихся гидролизу.
Если в растворе присутствует только сильная кислота (HАn), которая является сильным электролитом и практически полностью диссоциирует на ионы 
, то водородный показатель (pH)
будет зависеть от концентрации ионов водорода (H +) в данной кислоте и определяться по формуле (1).
Если в растворе присутствует только сильное основание , которое является сильным электролитом и практически полностью диссоциирует на ионы , то водородный показатель (pH) будет зависеть от концентрации гидроксид-ионов (OH –) в растворе и определяться по формуле (2).
Если в растворе присутствует только слабая кислота или только слабое основание, то pH таких растворов определяется по формулам (3), (4).
Если в растворе присутствует смесь сильной и слабой кислот, то ионизация слабой кислоты практически подавлена сильной кислотой, поэтому при расчете рН в таких растворах пренебрегают присутствием слабых кислот и используют формулу расчета, применяемую для сильных кислот, (1). Такие же рассуждения верны и для случая, когда в растворе присутствует смесь сильного и слабого оснований. Вычисления рН ведут по формуле (2).
Если в растворе присутствует смесь сильных кислот или сильных оснований, то вычисления рН ведут по формулам расчета рН для сильных кислот (1) или оснований (2), предварительно просуммировав концентрации компонентов.
Если же раствор содержит сильную кислоту и ее соль или сильное основание и его соль, то рН зависит только от концентрации сильной кислоты или сильного основания и определяется по формулам (1) или (2).
Если в растворе присутствует слабая кислота и ее соль (например, CH 3 COOH и CH 3 COONa; HCN и KCN) или слабое основание и его соль (например, NH 4 OH и NH 4 Cl), то эта смесь представляет собой буферный раствор и рН определяется по формулам (5), (6).
Если в растворе присутствует соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием (гидролизуется по катиону) или слабой кислотой и сильным основанием (гидролизуется по аниону), слабой кислотой и слабым основанием (гидролизуется по катиону и аниону), то эти соли, подвергаясь гидролизу, изменяют величину рН, а расчет ведется по формулам (7), (8), (9).
Пример 1. Вычислите pH водного раствора соли NH 4 Br с концентрацией .
Решение. 1. В водном растворе соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону согласно уравнениям:
В водном растворе в избытке остаются ионы водорода (Н +).
2. Для вычисления pH воспользуемся формулой расчета водородного показателя для соли, подвергающейся гидролизу по катиону:
.
Константа диссоциации слабого основания 
(рK
= 4,74).
3. Подставим численные значения в формулу и вычислим водородный показатель:
.
Пример 2.
Вычислите pH водного раствора, состоящего из смеси гидроксида натрия, 
моль/дм 3 и гидроксида калия, 
моль/дм 3 .
Решение. 1. Гидроксид натрия (NaOH) и гидроксид калия (KOH) относятся к сильным основаниям, которые практически полностью диссоциируют в водных растворах на катионы металла и гидроксид-ионы:
2. Водородный показатель будет определяться суммой гидроксид-ионов. Для этого суммируем концентрации щелочей:
3. Вычисленную концентрацию подставим в формулу (2) для вычисления pH сильных оснований:
Пример 3. Рассчитайте pH буферного раствора, состоящего из 0,10 М раствора муравьиной кислоты и 0,10 М раствора формиата натрия, разбавленного в 10 раз.
Решение.
1. Муравьиная кислота HCOOH – слабая кислота, в водном растворе лишь частично диссоциирует на ионы, в приложении 3 находим муравьиной кислоты 
:
2. Формиат натрия HCOONa – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием; гидролизуется по аниону, в растворе появляется избыток гидроксид-ионов :
3. Для вычисления pH воспользуемся формулой для вычисления водородных показателей буферных растворов, образованных слабой кислотой и ее солью, по формуле (5)
Подставим численные значения в формулу и получим
4. Водородный показатель буферных растворов при разбавлении не изменяется. Если раствор разбавить в 10 раз, его рН сохранится равным 3,76.
Пример 4. Вычислите водородный показатель раствора уксусной кислоты концентрации 0,01 М, степень диссоциации которой равна 4,2 %.
Решение. Уксусная кислота относится к слабым электролитам.
В растворе слабой кислоты концентрация ионов меньше концентрации самой кислоты и определяется как a ∙C.
Для вычисления рН воспользуемся формулой (3):
Пример 5.
К 80 см 3 0,1 н раствора СН 3 СООН прибавили 20 см 3 0,2
н раствора CH 3 COONa. Рассчитайте рН полученного раствора, если K
(СН 3 СООН) = 1,75∙10 –5 .
Решение. 1. Если в растворе находятся слабая кислота (СН 3 СООН) и ее соль (CH 3 COONa), то это буферный раствор. Рассчитываем рН буферного раствора данного состава по формуле (5):
2. Объем раствора, полученного после сливания исходных растворов, равен 80 + 20 = 100 см 3 , отсюда концентрации кислоты и соли будут равны:
3. Полученные значения концентраций кислоты и соли подставим
в формулу
.
Пример 6. К 200 см 3 0,1 н раствора соляной кислоты добавили 200 см 3 0,2 н раствора гидроксида калия, определить рН полученного раствора.
Решение. 1. Между соляной кислотой (HCl) и гидроксидом калия (KOH) протекает реакция нейтрализации, в результате которой образуется хлорид калия (KCl) и вода:
HCl + KOH → KCl + H 2 O.
2. Определим концентрацию кислоты и основания:
По реакции HCl и KOH реагируют как 1: 1, поэтому в таком растворе в избытке остается KOH с концентрацией 0,10 – 0,05 = 0,05 моль/дм 3 . Так как соль KCl гидролизу не подвергается и не изменяет рН воды, то на величину рН окажет влияние находящийся в избытке в этом растворе гидроксид калия. KOH является сильным электролитом, для расчета рН используем формулу (2):
135. Сколько граммов гидроксида калия содержится в 10 дм 3 раствора, водородный показатель которого равен 11?
136. Водородный показатель (рН) одного раствора равен 2, а другого – 6. В 1 дм 3 какого раствора концентрация ионов водорода больше и во сколько раз?
137. Укажите реакцию среды и найдите концентрацию и ионов в растворах, для которых рН равен: а) 1,6; б) 10,5.
138. Вычислите рН растворов, в которых концентрация равна (моль/дм 3): а) 2,0∙10 –7 ; б) 8,1∙10 –3 ; в) 2,7∙10 –10 .
139. Вычислите рН растворов, в которых концентрация ионов равна (моль/дм 3): a) 4,6∙10 –4 ; б) 8,1∙10 –6 ; в) 9,3∙10 –9 .
140. Вычислите молярную концентрацию одноосновной кислоты (НАn) в растворе, если: а) рН = 4, α = 0,01; б) рН = 3, α = 1 %; в) pH = 6,
α = 0,001.
141. Вычислите рН 0,01 н раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,042.
142. Вычислите рН следующих растворов слабых электролитов:
а) 0,02 М NH 4 OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,05 н HCOOH; г) 0,01 М CH 3 COOH.
143. Чему равна концентрация раствора уксусной кислоты, рН которой равен 5,2?
144. Определите молярную концентрацию раствора муравьиной кислоты (HCOOH), рН которого 3,2 (K НСООН = 1,76∙10 –4).
145. Найдите степень диссоциации (%) и 0,1 М раствора СН 3 СООН, если константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,75∙10 –5 .
146. Вычислите и рН 0,01 М и 0,05 н растворов H 2 SO 4 .
147. Вычислите и рН раствора H 2 SO 4 с массовой долей кислоты 0,5 % (ρ = 1,00 г/см 3).
148. Вычислите pH раствора гидроксида калия, если в 2 дм 3 раствора содержится 1,12 г KОН.
149. Вычислите и pH 0,5 М раствора гидроксида аммония. = 1,76∙10 –5 .
150. Вычислите рН раствора, полученного при смешивании 500 см 3 0,02 М CH 3 COOH с равным объемом 0,2 М CH 3 COOK.
151. Определите pH буферной смеси, содержащей равные объемы растворов NH 4 OH и NH 4 Cl с массовыми долями 5,0 %.
152. Вычислите, в каком соотношении надо смешать ацетат натрия и уксусную кислоту, чтобы получить буферный раствор с pH = 5.
153. В каком водном растворе степень диссоциации наибольшая: а) 0,1 М СН 3 СООН; б) 0,1 М НСООН; в) 0,1 М HCN?
154. Выведите формулу для расчета рН: а) ацетатной буферной смеси; б) аммиачной буферной смеси.
155. Вычислите молярную концентрацию раствора HCOOH, имеющего pH = 3.
156. Как изменится рН, если вдвое разбавить водой: а) 0,2 М раствор HCl; б) 0,2 М раствор СН 3 СООН; в) раствор, содержащий 0,1 М СН 3 СООН и 0,1 М СН 3 СООNa?
157*. 0,1 н раствор уксусной кислоты нейтрализовали 0,1 н раствором гидроксида натрия на 30 % своей первоначальной концентрации. Определите рН полученного раствора. 
158*. К 300 см 3 0,2 М раствора муравьиной кислоты (K = 1,8∙10 –4) прибавили 50 см 3 0,4 М раствора NaOH. Измерили рН и затем раствор разбавили в 10 раз. Рассчитайте рН разбавленного раствора.
159*. К 500 см 3 0,2 М раствора уксусной кислоты (K = 1,8∙10 –5) прибавили 100 см 3 0,4 М раствора NaOH. Измерили рН и затем раствор разбавили в 10 раз. Рассчитайте рН разбавленного раствора, напишите уравнения химической реакции.
160*. Для поддержания необходимого значения рН химик приготовил раствор: к 200 см 3 0,4 М раствора муравьиной кислоты прибавил 10 см 3 0,2 % раствора KОН (p = 1 г/см 3) и полученный объем разбавил в 10 раз. С каким значением рН получен раствор? (K HCOOH = 1,8∙10 –4).
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 |
|
|
Чистая вода при 25 °C |
|
|
Мыло (жировое) для рук |
|
|
Нашатырный спирт |
|
|
Отбеливатель (хлорная известь) |
|
|
Концентрированные растворы щелочей |
|
