VÍZIONOS SZÁMÍTÁSOK: A víz ionos szorzata, a hidrogénion koncentráció és a pH-skála

RÉSZ 3.
5. TÉMA. A víz ionos szorzata. Hidrogénion koncentráció és pH-skála.
A hidrogénion koncentráció (pH) olyan mennyiség, amely a hidrogénionok aktivitását vagy koncentrációját jellemzi oldatokban. A hidrogénion koncentráció pH-val jelölhető.
A hidrogénion koncentráció számértéke megegyezik a hidrogénionok aktivitásának vagy koncentrációjának negatív tízes logaritmusával, melyet mol/l-ben fejeznek ki:
pH = -lg[H+]
A vízben a hidrogénionok koncentrációját a víz elektrolitikus diszociációja határozza meg a következő egyenlettel: H2O = H+ + OH-
A disszociációs állandó 22 °C-on:

Elhanyagolva az elenyésző mértékben disszociált molekulákat, a disszociálatlan víz koncentrációját elfogadhatjuk a víz teljes koncentrációjának, amely: C[H2O] = 1000/18 = 55,55 mol/l.
Ezért: C[H+] · C[OH-] = K · C[H2O] = 1,8 · 10^-16 · 55,55 = 10^-14
A víz és annak oldatai esetében a H+ és OH- ionok koncentrációinak szorzata állandó egy adott hőmérsékleten. Ezt az ionos szorzatot K_v-nek nevezik, és 25 °C-on 10^-14.
A víz ionos szorzatának állandósága lehetővé teszi a H+ ion koncentráció kiszámítását, ha az OH- ion koncentráció ismert, és fordítva:
A savas, semleges és lúgos környezet fogalmai mennyiségi jelentést kapnak.
Ha [H+] = [OH-], ezek a koncentrációk (mindkettő) egyenlőek 10^-7 mol/l értékkel, tehát [H+] = [OH-] = 10^-7 mol/l, és a közeg semleges, az ilyen oldatokban:
pH = -lg[H+] = 7 és pOH = -lg[OH-] = 7
Ha [H+] > 10^-7 mol/l, [OH-] < 10^-7 mol/l – a közeg savas; pH < 7.
Ha [H+] < 10^-7 mol/l, [OH-] > 10^-7 mol/l – a közeg lúgos; pH > 7.
Bármely vízoldatban pH + pOH = 14, ahol pOH = -lg[OH-]
A pH értéke nagy jelentőséggel bír a biokémiai folyamatokban, különböző ipari folyamatokban, a természetes vizek tulajdonságainak tanulmányozásában és azok felhasználási lehetőségeinek vizsgálatában stb.

A savak és lúgok oldatainak pH értékének számítása.

A savak és lúgok oldatainak pH értékének kiszámításához először kiszámítjuk a szabad hidrogénionok (H+) vagy a szabad hidroxilionok (OH-) moláris koncentrációját, majd az alábbi képletek segítségével számolhatunk:
pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-]; pH + pOH = 14
Bármely ion koncentrációja mol/l-ben egy elektrolit oldatban kiszámítható az alábbi egyenlet alapján:

ahol Cm ion – az ion moláris koncentrációja mol/l-ben;
Cm – az elektrolit moláris koncentrációja mol/l-ben;
α – az elektrolit diszociációs foka;
n – az adott típusú ionok száma, amely egy elektrolitmolekula disszociációja során keletkezik.
Ha az elektrolit gyenge, a diszociáció mértéke az Ostwald hígítási törvény alapján határozható meg:

Ekkor CM ion = Cm · α · n = v · CM K diss
Példa 1. Számítsa ki a NaOH 0,001M oldatának pH értékét.
Megoldás: A nátrium-hidroxid erős elektrolit, disszociációja vízben a következőképpen történik: NaOH → Na+ + OH-
A híg oldat diszociációs fokát 1-nek tekinthetjük. Az OH- ion koncentrációja (mol/l) az oldatban:

Példa 2. Számítsa ki a 1%-os hangyasav-oldat pH értékét, feltételezve, hogy az oldat sűrűsége 1 g/ml; Kdiss = 2,1 · 10^-4
Megoldás: 1 liter oldat 10 g HCOOH-ot tartalmaz, ami 10/46 = 0,22 mol-t jelent, ahol 46 g/mol a hangyasav moláris tömege. Ezért az oldat moláris koncentrációja 0,22 mol/l. Mivel a hangyasav gyenge elektrolit, ezért

mivel HCOOH ⇄ H+ + HCOO-

Példa 3. A pH érték 4,3. Számítsa ki [H+] és [OH-] koncentrációkat.
Megoldás:
[H+] = 10^(-pH) = 10^-4,3 = 5·10^-5 mol/l
[OH-] = 10^-14 / 5·10^-5 = 2·10^-10 mol/l.