BUFORY

Wykładnik stężenia jonów wodorowych ( pH )

              Woda, choć w bardzo niewielkim stopniu ( 1 cząsteczka na 550 milionów ) dysocjuje na jony  H2O  ó  H+  +  OH-. Jony wodorowe w roztworach wodnych ulegają hydratacji tworząc kation oksoniowy H3O+ , zwany też jonem hydroniowym. Dysocjacja wody przebiega więc wg.równania: H2O  +  H2O  ó  H3O+  +  OH-. Symbol  H+ jest zatem uproszczonym zapisem jonu H3O+.

Stałą dysocjacji wody zgodnie z prawem działania mas wyraża wzór:

Mnożąc obydwie strony równania przez stężenie części niezdysocjowanej wody [ H2O ] otrzymujemy : K . [ H2O ]  =  [  H+ ]  .  [ OH- ]

Przy bardzo słabej dysocjacji wody możemy przyjąć, że stężenie części niezdysocjowanej wody jest równe całkowitemu stężeniu wody i wynosi  55,56 mol/ dm3 .

Masa molowa H2O = 18 g/mol ,   Masa 1 dm3 H2O = 1000 g

Stężenie molowe H2O w wodzie  =  1000 g :  18 g/mol  =  55,56 mol/ dm3 

Iloczyn dwóch wielkości stałych daje też wielkość stałą:

K* [ H2O ] = 1,8 . 10- 16mol/ dm3 . 55,56 mol/ dm3 = 10-14 (mol/dm3)2  = [ H+ ] . [ OH- ]

[ H+ ] . [ OH- ]  =  10-14 (mol/dm3)2

Powyższe równanie nosi nazwę iloczynu jonowego wody i określa zależność pomiędzy stężeniem jonów   H+  i  OH- w wodzie i roztworach wodnych. Wynika z niego, że wszelkim zmianom stężenia jonów  H+  muszą towarzyszyć odpowiednie zmiany stężenia jonów OH-.

W chemicznie czystej wodzie stężenia obu jonów są sobie równe i wynoszą:

[ H+ ]  =  [ OH- ]  =  10-7 mol/dm3   ( odczyn obojętny )

Znając stężenie jonów H+ danego roztworu możemy określić jego odczyn i wyliczyć stężenie jonów OH-  i odwrotnie.

Do określenia odczynu środowiska i jego wielkości wystarczające jest podanie stężenia tylko jednego z jonów, umownie przyjęto, że będzie to jon wodorowy - H+.

Stężenie jonów wodorowych w roztworze może przybierać wartości znacznie różniące się między sobą. W 1 M roztworze mocnego kwasu [ H+ ] = 1 mol/dm3, zaś w 1 M roztworze mocnej zasady wartość jego jest 100 bilionów razy mniejsza i wynosi                                      [ H+ ] = 10-14 mol/dm3. Dlatego przyjęto wniosek Sorensena, aby posługiwać się nie stężeniem jonów wodorowych , lecz tzw. wykładnikiem stężenia jonów wodorowych –  pH, czyli logarytmem dziesiętnym stężenia jonów wodorowych, ze znakiem przeciwnym.

[ H+ ] = 10-pH

Po zlogarytmowaniu:

              lg [ H+ ] = - pH

              pH = - lg [ H+ ]

Znając [ H+ ] wyrażone w mol/dm3 z łatwością można obliczyć pH i odwrotnie.

Przykłady obliczeń:

[ H+ ] = 10-7 mol/dm3 ; pH = 7.

[ H+ ] = 10-3 mol/dm3 ; pH = 3.

[ H+ ] = 1 mol/dm3 ; pH = 0.

[ H+ ] = 5,3 * 10-4 mol/dm3 ; lg 5,3 – 4 lg10 = 0,72 – 4 = -3,28; -lg [ H+ ] =3,28;  pH = 3,28.

pH = 9 ; [ H+ ] = 10-9 mol/dm3

Zależność między stężeniami jonów H+ i  OH- wyrażona za pomocą wykładników potęgi ma postać:

pH + pOH = 14 ;     pH = 14 -  pOH ;    pOH = 14 –  pH ;

W roztworze obojętnym pH = pOH = 7

Roztwór kwaśny ma pH < 7

Roztwór zasadowy ma pH >7

Wykładnik wodorowy pH przybiera wartości zawarte między 0 a 14

Mocne kwasy i zasady:

Przy założeniu całkowitej dysocjacji elektrolitu  przyjmujemy, że stężenie molowe jonów H+ w kwasie jednowartościowym (np. HCl ) równa się stężeniu molowemu jego roztworu. [ H+ ]  = Ckwasu ;  pH = - lgCkwasu

Stężenie molowe jonów OH- w mocnej zasadzie jednowartościowej (np. NaOH ) równa się stężeniu molowemu tej zasady. [ OH- ]  = Czasady ;    pOH = - lgCzasady  ;

pH = 14 – lgCzasady

Dla rozcieńczonych roztworów kwasu wielowartościowego ( jak i zasad ) gdy ich stałe dysocjacji mają duże wartości, zakładamy, że stężenie jonów H+ określone jest ilością moli tych jonów wchodzących w skład jednego mola kwasu, a dla zasad ilością moli jonów OH- wchodzących w skład jednego mola zasady.

Np. pH roztworu kwasu siarkowego H2SO4 o stężeniu 0,001 mol/dm3 wynosi:

Ckwasu = 10-3 mol/dm3 ;       [H+ ] = 2 . Ckwasu = 2 . 10-3 mol/dm3

pH = -lg[H+ ] = – lg( 2 . 10-3 ) = -lg2 – lg10-3 = 3 -  lg2 = 3 – 0,3 = 2,7 ;   (  lg2 = 0,30 )

pH = 2,7

              Najczęściej odłączenie następnego protonu od jonu z ładunkiem ujemnym przebiega o wiele trudniej anieżeli od cząsteczki obojętnej, np. dla kwasu fosforowego stosunek wartości kolejnych stałych dysocjacji K1 : K2,  K2 : K3 wynosi ok. 10-5 i w takich przypadkach można przy obliczaniu pH roztworu uwzględnić ( dla uproszczenia ) tylko pierwszy stopień dycocjacji i uważać taki kwas wieloprotonowy za słaby kwas jednoprotonowy, a zatem stosować do obliczania pH wzory dla takiego właśnie kwasu. Analogicznie postępujemy z wielowartościowymi zasadami. 

Słabe kwasy i zasady:

...