Влияние растворенных кислот и оснований на рН природной воды

Влияние растворенных кислот и оснований на рН природной воды. Если в природной воде присутствуют
кислоты или основания, то отклонение рН от значения 7 будет зависеть от концентрации соответствующего
соединения в таком растворе.
Известно, что величину рН можно рассчитать.
Пример 1. Определить концентрацию Н+ и рН раствора
при 220С, если концентрация
гидроксид-иона равна 210-4 моль.
Решение: Величина ионного произведения воды при 220С равна 0,8110-14.
H    K   0,81  10
OH
2  10

14
w

4
 4,05  10 11 моль/л
 
pH   lg H    lg 4,05  10 11  11  lg 4,05  10,4
Пример 2. Как изменится концентрация ионов Н+ , если температура воды увеличилась от 200С
до 900С?
Решение. При изменении температуры изменяется величина ионного произведения воды.
t0C
KW
KW
t0C
KW
KW
0
0,1110-14
0,3310-7
35
2,0910-14
1,4510-7
5
0,1710-14
0,4210-7
40
2,9510-14
1,7010-7
10
0,3010-14
0,5410-7
50
5,5010-14
2,3410-7
15
0,4610-14
0,6810-7
60
9,5510-14
3,0910-7
18
0,6010-14
0,7710-7
70
15,8010-14
3,9810-7
20
0,6910-14
0,8310-7
80
25,110-14
5,0110-7
22
0,8110-14
0,8910-7
90
38,010-14
6,1710-7
25
1,0010-14
1,0010-7
100
55,010-14
7,4110-7
30
1,4810-14
1,2210-7
H 

20
H 
 K W  0,83  10 7 ;

90
H 
H 

Концентрация увеличилась в 8 раз:
90

20

 K W  6,17  10 7
6,17  10 7
8
0,83  10 7
Пример 3. Концентрация ионов Н+ в растворе равна 410-4 моль/л. Вычислить
Водородный поазатель рН и гидроксильный показатель рОН.
Решение.
 
pH   lg H   0,60  4,00  3,40 ;
pH  pOH  14 ;
pOH  14  pH  14  3,40  10,60
1
Пример 4.
Вычислить рН природной воды, содержащей 10 -4 моль/л сильной одноосновной
кислоты (соляной).
Решение. Соляная кислота – сильный электролит, в растворе полностью ионизиро ванный:
HCl  H   Cl 
HCl  H 2 O  H 3 O   Cl 
Концентрация иона гидроксония при этом
соляной
кислоты.
Концентрация
практически равна исходной молярной концентрации
H  (или H 3 O  ), образующегося при ионизации молекул воды,
пренебрежимо мала и может не учитываться в расчетах:
pH   lg C    lg C КИСЛОТЫ .
H   HCl ;

 
pH   lg H    lg HCl ;
pH   lg 10 4  4
Пример 5. Определить рН воды, содержащей 0,003 моль/л угольной кислоты.
Решение: угольная кислота диссоциирует в растворе в несколько ступеней:
H 2 CO3  H   HCO3 (первая ступень), K   4,5  10 7
HCO3  H   CO32 
(вторая ступень),
K   4,8  10 11
Константа диссоциации по второй ступени значительно меньше константы диссоциации кислоты по первой
ступени, потому концентрацию Н+ следует определять по первой ступени.
K 
H  

H HCO  ;


3
H 2 CO3 
H  

4,5  10 7  3  10 3  11,6  10 5 моль/л ;
K   H 2 CO3  ;
pH   lg 11,6  10 5  3,94
Пример 6. Вычислить рН природной воды, содержащей: а) 210-7 моль/л сильной одноосновной
кислоты (соляной).
Решение; в области не очень малых концентраций кислоты (  до 10-6 моль/л ) концентрацией ионов
Н+ (Н3О+), образующихся при диссоциации молекул воды, можно пренебречь. В области очень малых
концентраций надо учитывать электролитическую диссоциации воды, как электролита.
Приближенное вычисление рН (без учета ионизации воды):


C H 3 O   C HCl  2  10 7 моль/л;


pH   lg C    lg 2  lg 10 7  6,70
Более точное вычисление с учетом влияния воды как электролита:
2
Из уравнений ионизации кислоты и воды (приведен упрощенный вид соответствующих уравнений) следует,
что равновесие ионизации воды в растворе сильной соляной кислоты будет смещено влево из-за влияния иона
Н+ :
HCl  H   Cl 
H 2 O  H   OH 
Обозначим
x - концентрацию иона Н+, образующегося при ионизации воды в присутствии кислоты. Тогда
общая концентрация
C  иона Н+ в растворе будет равна сумме концентраций этого иона, образующегося при
ионизации кислоты и при ионизации воды:
C   C HCl  x
Ионное произведение воды K W  C HCl  x   x  10
x
x
14
, откуда:
2
 C HCl  C HCl
 4 10 14
2
 2 10 7  4 10 14  4 10 14
 8,2 10 8 моль/л
2
pH   lg C HCl  x 


pH   lg 2 10 7  8,2 10 8  6,55
Чем меньше концентрация сильной кислоты в растворе, тем больше разница
между результатами
приближенных и более точных растворов.
При концентрациях ниже 10-7 приближенные вычисления рН недопустимы
Аналогичные результаты можно получить и для растворов сильных оснований.
Расчетные значения рН в разбавленных растворах
Концентрация
растворов,
моль/л
рН
в присутствии
HCl и KOH :
110-6
510-7
210-7
110-7
510-8
210-8
110-8
510-9

510-9
5,996
6,29
6,70
6,80
6,90
6,96
6,98
6,99
7,00
8,004
7,71
7,35
7,20
7,10
7,04
7,02
7,01
7,00
HCl
рН
в присутствии
KOH
3
В случае слабых кислот или оснований
раствор приобретает нейтральную реакцию при
значительно больших концентрациях электролита.
Значение водородного показателя рН природных вод, содержащих примеси кислот и оснований
(сильных и слабых) стремится к 7 (при отсутствии контакта воды с СО 2 воздуха).
рН 8
(2)
7
6

7

8

- lg C
(1)
6
Экспериментально достоверно обнаружить кислую или щелочную реакцию среды
можно при
концентрациях сильных кислот и оснований в воде не ниже 10-8 моль/л. Часто говорят, что растворы кислот
окрашивают лакмус в красный цвет, а растворы щелочей – в синий цвет. В общей форме это неверно, так
как очень разбавленные растворы кислот и щелочей такой способностью не обладают. Эта способность связана
не только со свойствами электролита, но и с его концентрацией. Следовательно, природная вода может
содержать кислоты и основания, но присутствие их при помощи индикатора обнаружить невозможно.
4