Вимірювання рН розчинів

 

 

1. Ознайомлення з методами та засобами для вимірювання концентрації водневих іонів, рН-метрією

2. Ознайомлення з будовою і принципом роботи перетворювача промислового П-210.

3. Набуття навиків вимірювання рНрозчинів за допомогою Е. Р. С. електродноїсистеми для одновалентних катіонів.

 

 

Основні поняття про вимірювання рН

Для безлічі хімічних і біохімічних процесів важливим є контроль такого параметру, як водневий показник або pH. Цей показник є величиною, що відображає активність іонів водню, тобто ступінь кислотності (або лужності) вимірюваного розчину. Кислотність середовища має важливе значення для хімічних і біологічних процесів, оскільки можливість перебігу або ж напрям тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища. Також водневий показник pH широко використовується для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ.

У водних розчинах активність іонів водню визначається константою дисоціації води (Kw=1. 011 × 10−14 при 25 °C) та взаємодією з іншими іонами в розчині. Завдяки такому значенню константи дисоціації нейтральний розчин (де активність іонів водню дорівнює активності гідроксильних груп ОН-) має значення рН, що дорівнює 7. Водні розчини із значенням рН, меншим ніж 7, вважаються кислотними, із значенням рН більшим 7 – лужними.

Формула для обчислення величини рН (що не має одиниць розмірності) є наступною:

Методи визначення pH:

Для визначення значення pH розчинів широко використовують кілька методик. Водневий показник можна приблизно оцінювати з допомогою індикаторів, точно вимірювати pH-метром або визначати аналітично шляхом проведення кислотно-основноготитрування.

1. Для грубої оцінки концентрації водневих іонів широко використовуються кислотно-основні індикатори – органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. До найбільш відомих індикаторів належать лакмус, фенолфталеїн, метиловий оранжевий (метилоранж) та інші. Індикатори здатні існувати в двох по-різному пофарбованих формах або в кислотній, або в основній. Зміна кольору кожного індикатора відбувається в своєму інтервалі кислотності, зазвичай становить 1-2 одиниці.

2. Для розширення робочого інтервалу вимірювання pH використовують так званий універсальний індикатор, що представляє собою суміш з кількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір з червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислої області в лужну. Визначення pH індикаторним методом ускладнено для каламутних або забарвлених розчинів.

3. Використання спеціального приладу pH-метра дозволяє вимірювати pH в більш широкому діапазоні і більш точно (до 0, 01 одиниці pH), ніж за допомогою індикаторів. Іонометричний метод визначення pH ґрунтується на вимірюванні мілівольтметром-іонометром ЕРС гальванічного ланцюга, що включає спеціальний скляний електрод, потенціал якого залежить від концентрації іонів H+ в навколишньому розчині. Спосіб відрізняється зручністю і високою точністю, особливо після калібрування індикаторного електрода в обраному діапазоні рН, дозволяє вимірювати pH непрозорих і кольорових розчинів і тому широко використовується.  4. Аналітичний об'ємний метод – кислотно-основне титрування – також дає точні результати визначення кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) по краплях додається до досліджуваного розчину. При їх змішуванні протікає хімічна реакції. Точка еквівалентності – момент, коли титранту точно вистачає, щоб повністю завершити реакцію, – фіксується за допомогою індикатора. Далі, знаючи концентрацію і об'єм доданого розчину титранту, обчислюється кислотність розчину.

 

 

В практиці аналізу розчинів значне місце займають потенціометричні методи вибіркового вимірювання активної концентрації певних йонів. Потенціометричний метод базується на використанні закону Нернста, що встановлює залежність електродного потенціалу від активної концентрації відповідних йонів у розчині.

Принцип дії гальванічних перетворювачів рН-метрів базується на залежності електродних потенціалів від активності водневих йонів, за якою можна визначити властивості, зокрема концентрацію водних розчинів. Суть цього способу така. Навіть найчистіша вода має деяку діелектричну провідність, зумовлену наявністю в ній деякої кількості йонів, які виникають у результаті реакції, яка називається автопротолізом

Н20+Н20 ↔ Н30++0Н-.

Суть його полягає в переміщенні йонів водню Н+ від одних молекул води до інших. Отже, у водневих розчинах та й у чистій воді вільних йонів Н+ немає, а є гідратовані йони гідроксонію Н3О+. Однак, для спрощення, дисоціацію подають як

н2о ↔ н++он-,

тобто вважають, що молекули води частково дисоціюють на йони водню Н+ та йони гідроксилу ОН.

Для дистильованої води та нейтральних розчинів активність аН+ йонів водню дорівнює активності аОН-йонів гідроксилу, для водних розчинів кислот аН+ ˃аОН- і тим більша, чим більша концентрація, а для водних розчинів лугів аН+< аОН- і зменшується у міру збільшення концентрації. Водночас для даної температури добуток цих активностей завжди залишається постійним як для води, так і для водних розчинів кислот і лугів, і характеризується так званим йонним добутком води:

К Н2О = аН+аОН-..

Встановлено, що при нормальній температурі (20 °С) йонний добуток води

Кн2о= 10-14 (г-йон/л). У чистій воді або в нейтральному розчині активність йонів Н+ та ОН- однакова, тобто

аН+= аОН-= =10-7 г-йон/л.

Йонний добуток води КН2О = аН+аОН-при даній температурі залишається сталим також і для будь-якого водного розчину, зокрема для розчинів кислот із залишком йонів Н+або основ із надлишком йонів ОН-. В цей же час йонний добуток води