Вода и шкала pH

8 заданий

Ионное произведение воды

Даже самая чистая вода проводит ток — слабо, но измеримо. Значит, в ней есть ионы: вода сама себе и кислота, и основание:

\[\ce{2H2O <=> H3O+ + OH-}, \qquad K_w = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1{,}0\cdot10^{-14} \quad (25\ ^\circ\text{C}).\]

Здесь и дальше \(\ce{H+}\) — краткая запись иона гидроксония \(\ce{H3O+}\).

bookmarkВодородный показатель

\(\mathrm{pH} = -\lg a(\ce{H+})\). В разбавленных растворах активность близка к концентрации в моль/л, и \(\mathrm{pH} \approx -\lg[\ce{H+}]\) (поправку обсудим в уроке 62). Аналогично \(\mathrm{pOH} = -\lg[\ce{OH-}]\), и \(\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = \mathrm{p}K_w = 14{,}00\) при 25 °C.

Сильная кислота отдаёт все протоны: в 0,010 М \(\ce{HCl}\) \([\ce{H+}] = 0{,}010\) моль/л и pH = 2,00. В 0,050 М \(\ce{NaOH}\) \([\ce{OH-}] = 0{,}050\), pOH = 1,30, pH = 12,70.

infoИз истории

Первый серийный pH-метр в 1934 году собрал американский химик Арнольд Бекман по просьбе производителей цитрусовых: им нужно было быстро измерять кислотность лимонного сока, а бумажные индикаторы в нём плохо различались. Прибор со стеклянным электродом (урок 92) стал одним из самых распространённых в лабораториях мира.

Нейтральная среда — не всегда pH 7

Нейтральная среда — это равенство \([\ce{H+}] = [\ce{OH-}]\), а не «pH = 7». Автопротолиз воды эндотермичен, и с ростом температуры \(K_w\) растёт. Поэтому

\[\mathrm{pH}_\text{нейтр} = \tfrac12\,\mathrm{p}K_w\]

равно 7,00 только при 25 °C.

\(t\), °C	0	25	50	100
\(\mathrm{p}K_w\)	14,94	14,00	13,26	12,26
pH нейтральной воды	7,47	7,00	6,63	6,13

Нейтральный pH чистой воды при разных температурах: при кипении он около 6,1 — и вода при этом не кислая

Кипящая вода с pH 6,1 не кислая: в ней ионов \(\ce{OH-}\) ровно столько же, сколько \(\ce{H+}\).

Очень разбавленные сильные кислоты

Каков pH раствора \(\ce{HCl}\) концентрацией \(1{,}0\cdot10^{-8}\) моль/л? Формула \(-\lg c\) даёт 8 — щелочную среду у раствора кислоты! Ошибка в том, что вода сама даёт ионы \(\ce{H+}\) порядка \(10^{-7}\) моль/л — больше, чем кислота.

Правильно — записать баланс зарядов: положительных зарядов столько же, сколько отрицательных:

\[[\ce{H+}] = [\ce{Cl-}] + [\ce{OH-}] = c + \frac{K_w}{[\ce{H+}]} \quad\Rightarrow\quad [\ce{H+}] = \frac{c + \sqrt{c^2 + 4K_w}}{2}.\]

При \(c = 1{,}0\cdot10^{-8}\): \([\ce{H+}] = 1{,}05\cdot10^{-7}\), pH = 6,98 — чуть кислее нейтрального, как и должно быть.

pH раствора сильной кислоты при разбавлении: при концентрациях меньше 10-6 моль/л формула -lg c ошибается, а точный расчёт приближается к 7 — pH раствора сильной кислоты при разбавлении: при концентрациях меньше \(10^{-6}\) моль/л формула \(-\lg c\) ошибается, а точный расчёт приближается к 7

task_altКогда учитывать воду

Если концентрация сильной кислоты или щёлочи больше \(10^{-6}\) моль/л, вклад воды меньше процента и его отбрасывают. Ближе к \(10^{-7}\) — только точная формула.

push_pinГлавное

\(K_w = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = 1{,}0\cdot10^{-14}\) при 25 °C, \(\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = \mathrm{p}K_w\). Нейтральность — это \([\ce{H+}] = [\ce{OH-}]\), то есть \(\mathrm{pH} = \tfrac12\mathrm{p}K_w\): при 25 °C — 7,00, при 100 °C — около 6,1. В очень разбавленных растворах нельзя забывать ионы из самой воды.

Закрепите теорию: 8 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.