Характеристика кислотності розчинів.
Для хімічно чистої (дистильованої води) [H +] = [OH -] = 10 -7 моль / л. Якщо в воду додати кислоту, то [H +] стане більше 10 -7 моль / л, а [OH -] менше 10 -7 моль / л. І навпаки, якщо до води додати луг, то [H +] стане менше 10 -7 моль / л, а [OH -] більше 10 -7 моль / л.
Залежно від концентрації іонів [H +] або [OH -] в розчинах розрізняють 3 основних типи середовищ:
Нейтральне середовище - середовище, в якій концентрації іонів [H +] і [OH -] однакові:
[H +] = [OH -] = 10 -7 моль / л
Кисле середовище - середовище, в якій концентрація іонів [H +] більше [OH -]:
[H +] ≥ [OH -]; [H +] ≥ 10 -7 моль / л
Лужне середовище - середовище, в якій концентрація іонів [H +] менше [OH -]:
[H +] ≤ [OH -]; [H +] ≤ 10 -7 моль / л
Користуючись рівнянням іонного добутку води [H +] [OH -] = 10 -14. можна обчислити концентрацію одного іона, якщо відома концентрація іншого.
Приклад 1. У розчині [H +] = 10 -2 моль / л. Визначте [OH -], яка середовище у даного розчину?
[OH -] = К H2 O = 10 -14 / 10 -2 = 10 -12 моль / л; понеділок - кисла.
Для характеристики середовищ водних розчинів користуються не величиною концентрації іонів водню або гідроксид-іонів в ній, а так званим водневим показником рН.
4. Водневий показник (рН) розчину чисельно дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів водню в цьому розчині:
У нейтральному середовищі рН = - lg 10 -7 = 7
У кислому середовищі рН ≤ 7, чим менше значення рН, тим більше кислотність розчину. У лужному середовищі рН ≥ 7, чим більше значення рН, тим більше лужність розчину.
Залежність між концентрацією [Н +] і середовищем розчину представляють у вигляді схеми (Барковський стор. 31).
Існують різні методи вимірювання рН. Кількісно можна вирахувати застосувавши формули для розрахунку рН сильних і слабких кислот і підстав, а так само за допомогою рН-метра. Якісно реакцію середовища і рН розчинів визначають за допомогою індикаторів.
5. Індикатори - це речовини, які можна зупинити змінюють колір залежно від середовища розчинів, тобто від рН розчину.
Частіше за інших застосовують лакмус, фенолфталеїн, метиловий оранжевий. Вони змінюють своє забарвлення в малому інтервалі значень рН.
Широко застосовуються суміші індикаторів, що дозволяють визначити значення рН розчинів в великому діапазоні концентрацій (1-10; 0-12). Розчинами таких сумішей - «універсальних індикаторів» зазвичай просочують смужки «індикаторного паперу», за допомогою яких можна швидко і точно визначити кислотність досліджуваних водних розчинів. Для більш точного визначення отриманий при нанесенні краплі розчину колір індикаторного паперу негайно порівнюють з еталонною кольоровою шкалою.
Кислотність середовища має важливе значення для безлічі хімічних процесів, і можливість протікання або результат тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища. Для підтримки певного значення pH в реакційній системі при проведенні лабораторних досліджень або на виробництві застосовують буферні розчини, які дозволяють зберігати практично постійне значення pH при розведенні або при додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або лугу.
Водневий показник pH широко використовується для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ. Наприклад, рН сироватки крові - 7,4; шлункового соку - 1,85; слізної рідини - 7,7, сечі - 6,0-7,0.
Кислотність реакційного середовища особливе значення має для біохімічних реакцій, що протікають в живих системах. Концентрація в розчині іонів водню часто впливає на фізико-хімічні властивості і біологічну активність білків і нуклеїнових кислот, тому для нормального функціонування організму підтримання кислотно-основного гомеостазу є завданням виняткової важливості. Динамічне підтримка оптимального pH біологічних рідин досягається завдяки дії буферних систем організму.