Кислотно-основные равновесия в водных растворах. Водородный показатель рН и кислотность среды. Контроль за кислотностью среды.

 

Кислотно-основное (или протолитическое) равновесие – это равновесие в котором участвует протон (ион водорода Н⁺). При этом в равновесии участвуют вещества способные отдавать и принимать протоны. В соответствие с протолитической теорией Бренстеда и Лоури все частицы, способные при ионизации отщеплять протон, называются кислотами, все частицы, способные присоединять протон – основаниями. Кислоты и основания могут быть нейтральными молекулами или заряженными частицами (катионы и анионы).

Примерами кислот в рамках этой теории являются:

HCN (к) ↔ H⁺ + CN^- (осн)

HS^- (к) ↔ H⁺ + S^2- (осн)

Примерами оснований:

CN^- (осн) + H⁺ ↔ HCN (к)

NН₃ (осн) + H⁺ ↔ NH₄⁺ (к)

Как видно из приведенных примеров, в результате отщепления протона от кислоты образуется частица, способная принимать протон (основание), а при присоединении протона к основанию образуется кислота. Такие кислоты и основания, находящиеся в кислотно-основном равновесии, называются сопряженными, то есть HCN и CN^- - сопряженные кислота и основание, аммиак и ион аммония – сопряженные основание и кислота.

Некоторые вещества способны как отдавать, так и принимать протоны, то есть одновременно проявлять как кислотные, так и основные свойства:

НСО₃^- ↔ Н⁺ + СО₃^2-

НСО₃^- + Н⁺ ↔ Н₂СО₃

Такие вещества называются амфолитами (амфотерными веществами). К амфолитам относится и вода, молекулы которой способны либо отдавать протоны:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^- (CN^- + H₂O ↔ HCN + OH^-)

либо присоединять их:

Н₂О + Н⁺ ↔ Н₃О⁺ (HCN + H₂O ↔ H₃O⁺ + CN^-)

Таким образом, согласно современным представлениям в воде осуществляется протолитическое равновесие – автопротолиз воды:

Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^- или упрощенно: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Вода – слабый электролит и диссоциация ее молекул характеризуется концентрационной константой диссоциации, которая имеет вид:

При температуре 298 K (25⁰С) значение , а молярная концентрация воды в чистой воде

моль/л

Тогда имеем

Величина K_W называется константа автопротолиза воды или ионное произведение воды . При повышении температуры степень ионизации воды увеличивается и значение константы автопротолиза растет.

Если для величин, входящих в выражение ионного произведения воды, использовать их показатели (отрицательные десятичные логарифмы), то получим:

Где - водородный показатель, - гидроксильный показатель.

В чистой воде, где концентрации ионов водорода и гидроксида одинаковы , имеем нейтральную среду (рН = 7); в кислых водных растворах > (рН < 7), в щелочных - < (рН > 7).

Таким образом, величина рН может использоваться для характеристики кислотности среды: если рН < 3 - раствор сильнокислый, при 4 < рН < 7 – слабокислый; для слабощелочных растворов характерно значение рН от 7 до 10, а для сильнощелочных – рН > 11.

Для контроля за кислотностью среды при проведении химических реакций используют кислотно-основные индикаторы.

Индикаторы представляют собой слабые органические кислоты (HInd) или основания (IndOH), молекулярная и диссоциированная (ионная) формы которых имеют разную окраску, например, для лакмуса:

HInd (красный) ↔ H⁺ + Ind^- (синий)

При изменении кислотности среды (изменении рН) меняется соотношение между концентрациями окрашенных форм индикатора и раствор принимает ту или иную окраску – в кислой среде лакмус окрашивает раствор в красный цвет (сдвиг равновесия диссоциации влево), а в щелочной – в синий (сдвиг – вправо).

Каждый индикатор характеризуется интервалом перехода окраски (ИПО), который зависит от природы индикатора, и представляет собой область рН, в которой происходит изменение окраски индикатора.

 

ИПО для некоторых индикаторов приведены в таблице:

Индикатор	ИПО	Изменение окраски
Метиловый оранжевый (метилоранж)	3, 0 ÷ 4, 4	красный – желтый
Метиловый красный (метилрот)	4, 2 ÷ 6, 2	красный – желтый
Лакмус	6, 0 ÷ 8, 0	красный – синий
Фенолфталеин	8, 0 ÷ 10, 0	бесцветный - красный

 

Используя разные индикаторы с достаточной точностью можно определить кислотность среды, например, если лакмус в растворе имеет синюю окраску, а фенолфталеин бесцветный, то раствор слабощелочной (рН ~ 8).

В лабораторной практике удобно определять кислотность среды с помощью универсальной индикаторной бумаги, которая изменяет свою окраску в зависимости от рН раствора – красная в кислых, бледно-зеленоватая в нейтральной и синяя в щелочных средах. Сравнивая окраску индикаторной бумаги с эталонной цветовой шкалой можно определить рН реакционной смеси с точностью до единицы.

Действие одноименных ионов

Степень электролитической диссоциации вещества зависит не только от его концентрации в растворе, но и от присутствия в растворе других электролитов. Степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор сильного электролита, содержащего одноименный (т.е. общий) ион с исходным электролитом. Влияние одноименного иона легко объясняется с позиций закона ЗДМ.

Рассмотрим равновесие в растворе аммиака:

Константу равновесия этой реакции можно представить уравнением

Если к раствору аммиака прилить сильный электролит, содержащий одноименные ионы, например, хлорид или нитрат аммония, то концентрация катионов NH₄⁺ повысится во много раз. Благодаря этому числитель уравнения возрастает и величина дроби станет больше константы диссоциации. Нарушенное таким образом равновесие будет восстанавливаться в результате соединения ионов NH₄⁺ и OH^- в недиссоциированные молекулы NH₄OH.

Следовательно, степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор какого-либо сильного электролита, содержащего одноименный с ним ион.

В рассмотренном случае концентрация ионов OH^- понизится и раствор аммиака в присутствии NH₄Cl или NH₄NO₃ будет вести себя как еще более слабое основание. Для понижения концентрации ионов H⁺ в растворе уксусной кислоты достаточно прибавить к нему немного соли этой кислоты, например, ацетата натрия, содержащей одноименный ион CH₃COO^-.

В аналитической химии иногда необходимо поддерживать в исследуемом растворе определенную, приблизительно постоянную концентрацию ионов , которая не должна изменяться при хранении, разбавлении раствора, добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты или щелочи.

Свойства некоторых растворов сохранять практически постоянную концентрацию ионов водорода при добавлении небольших количеств кислоты, щелочи, а также при разбавлении, называют буферным действием, а растворы, которые обладают таким свойством – буферными растворами. Они представляют собой смеси электролитов, содержащие одноименные ионы. Например, ацетатный буферный раствор – смесь уксусной кислоты и ацетата натрия , аммонийный буферный раствор – смесь и .

В качестве примера рассмотрим ацетатную буферную смесь, состоящую из слабой кислоты ( ) и сопряженного с ней основания ( ). В растворе, содержащем сопряженную пару, устанавливаются следующие равновесия

.

Добавление к буферному раствору щелочи приводит к связыванию и ионизации новых молекул уксусной кислоты, что восстановит состояние исходной буферной системы. Добавление кислоты приведет к связыванию ацетат-ионов, полученных в результате ионизации соли, в молекулу слабого электролита – уксусную кислоту

Таким образом, сильная кислота заменяется слабой, уксусной и, как следствие, концентрация ионов водорода изменяется мало. Не происходит заметного изменения pH и при разбавлении ацетатного буферного раствора водой, т.к. концентрации слабой кислоты и сопряженного с ней основания изменяются пропорционально.

При добавлении щелочи к аммонийному буферному раствору, состоящего из раствора аммиака и хлорида аммония, концентрация ионов должна сильно увеличиться. Но так как аммонийный буферный раствор содержит большое число катионов , образуемых при диссоциации хлорида аммония:

,

эти катионы связывают ионы c образованием малодиссоциированных молекул . Таким образом, концентрация ионов в растворе не увеличивается и величина pH остается практически постоянной.

При взаимодействии компонентов аммонийного буферного раствора с сильной кислотой ионы соединяются с ионами гидроксида аммония ( ) и образуют малодиссоциирующие молекулы воды. Расход ионов возмещается диссоциацией , и pH раствора почти не изменяется. Следовательно, при добавлении к аммонийному буферному раствору небольших количеств щелочи или сильной кислоты pH раствора практически не изменяется.

Количественной характеристикой способности буферного раствора поддерживать заданную величину pH является буферная емкость, под которой понимают количество молей сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого к 1 л буферного раствора изменяет его pH на единицу.

Варьируя концентрацию слабой кислоты и ее соли, удается получить буферные растворы с заданными величинами pH.

В животных и растительных организмах также действуют сложные буферные системы, поддерживающие постоянными значения pH крови, лимфы и других жидкостей. Буферными свойствами обладает и почва, которая способна противостоять внешним факторам, изменяющим pH почвенного раствора, например, при введении в почву кислот или оснований.

⇐ Предыдущая12345Следующая ⇒

Поделиться: