Калькулятор pH раствора

Статья содержит два калькулятора - первый для расчета pH раствора сильной кислоты или сильного основания, второй - для расчета pH раствора слабой кислоты или слабого основания.

Creative Commons Attribution/Share-Alike License 3.0 (Unported)

Этот материал распространяется на условиях лицензии Creative Commons Attribution/Share-Alike License 3.0 (Unported). Это означает, что вы можете размещать этот контент на своем сайте или создавать на его основе собственный (в том числе и в коммерческих целях), при условии сохранения оригинального лицензионного соглашения. Кроме того, Вы должны отметить автора этой работы, путем размещения HTML ссылки на оригинал работы https://planetcalc.ru/8840/. Пожалуйста оставьте без изменения все ссылки на других авторов данной работы или работы, на основе которой создана данная работа (если таковые имеются в спроводительном тексте).

Калькуляторы ниже предназначены для решения химических задач. Или, если угодно, для проверки ответов. Первый калькулятор рассчитывает pH раствора сильной кислоты или сильного основания по заданным формуле вещества и молярности раствора. Второй калькулятор рассчитывает pH раствора слабой кислоты или слабого основания по заданным константе диссоциации и молярности раствора. Описание расчета с некоторой теорией можно найти под калькуляторами.

PLANETCALC, Расчет pH в растворах сильных кислот и оснований

Расчет pH в растворах сильных кислот и оснований

pH
 
Знаков после запятой: 3



PLANETCALC, Расчет pH в растворах слабых кислот и оснований

Расчет pH в растворах слабых кислот и оснований

pH
 
Знаков после запятой: 3

pH раствора

pH означает "pondus Hydrogenii", "potential of hydrogen" или "power of hydrogen" - вес или потенциал водорода. pH вычисляется как величина, противоположная по знаку и равная по модулю десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.
\ce {pH} = -\log_{10}(a_{\ce {H^+}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H^+}}}}}\right)

pH является мерой кислотности водных растворов. Однако, в большинстве задач на растворы для описания раствора обычно используется молярная концентрация раствора или молярность. Как связаны эти две величины?

Активность ионов, конечно, зависит от их концентрации и эта зависимость описывается следующим уравнением:
a_{H^+}=f \cdot [H^+]
где,
a_{H^+} – активность ионов водорода
f – коэффициент активности ионов водорода
[H^+] – концентрация ионов водорода

Коэффициент активности является функцией от концентрации ионов и стремится к 1 по мере разбавления раствора. При этом для идеальных растворов концентрации ионов равны концентрации растворенного вещества с учетом коэффициентов в формуле соединения. Поэтому для большинства задач, предполагающих идеальные растворы, можно использовать логарифм по основанию 10 от молярной концентрации раствора.

То, как проявляет себя водный раствор, как кислота или как основание, зависит от количества ионов водорода (H+). Вода, сама по себе, содержит некоторое количество ионов водорода1 благодаря явлению автодиссоциации:

H_2O \longleftrightarrow H^+ + OH^-

Известно, что в состоянии равновесия при стандартных условиях (750 мм.рт.ст. и 25°C), 1 литр чистой воды содержит 10^{-7} моль ионов H^+ и 10^{-7} моль ионов OH^-, следовательно, вода при стандартных условиях имеет pH равный 7. Кислоты отдают ионы водорода, так что водные растворы кислот содержат большее количество ионов H^+ чем нейтральная вода, и показатель pH таких растворов меньше 7. Основания принимают ионы водорода, которые возникают при автодиссоциации воды, так что водные растворы оснований содержат меньшее количество ионов водорода чем нейтральная вода и показатель pH таких растворов больше 7. То есть, низкое значение pH указывает на высокую концентрацию ионов водорода и наоборот.

Шкала pH является логарифмической, то есть разница значений в единицу означает разницу концентраций на порядок - в десять раз.

Расчет показателя pH по молярной концентрации раствора отличается в случаях сильных и слабых кислот и оснований.

Сильная кислота / Сильное основание

Сильные кислоты и основания - это вещества, которые, с практической точки зрения, полностью диссоциируют на ионы в воде. Следовательно, концентрацию ионов водорода в таких растворах можно принять равной концентрации вещества. Расчет pH в этом случае становится тривиальным:

Для кислот:
pH=-log_{10}[H^+]

Для растворов оснований известна концентрация основания, то есть, концентрация гидроксид ионов OH-. Следовательно можно рассчитать pOH:
pOH=-log_{10}[OH^-]

Исходя из равновесных концентраций H+ и OH− в воде, pH и pOH связаны соотношением pH + pOH=14, выполняющимся для любого водного раствора

Таким образом, для оснований:
pH=14 - pOH=14 + log_{10}[OH^-]

Всего семь кислот считаются сильными:

  • Соляная кислота HCl
  • Азотная кислота HNO3
  • Серная кислота H2SO4
  • Бромоводород HBr
  • Иодоводородная кислота HI
  • Хлорная кислота HClO4
  • Хлорноватия кислота HClO3

Сильных оснований не намного больше, и не все из них растворимы в воде. К растворимым относятся:

  • Гидроксид лития LiOH
  • Гидроксид натрия NaOH
  • Гидроксид калия KOH
  • Гидроксид рубидия RbOH
  • Гидроксид цезия CsOH

Раствор сильной кислоты с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 0. Раствор сильного основания с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 14. В большинстве задач значения pH будут лежать в границах от 0 до 14, однако отрицательные значения pH, также как и значения pH больше 14 вполне возможны.

Слабая кислота / слабое основание

Слабые кислоты и основания только частично диссоциируют в воде. Это усложняет вычисление pH. Хотя формула остается такой же: pH = -log[H^+], для вычисления концентрации ионов [H+] понадобится еще константа диссоциации.

Формула константы диссоциации кислоты Ka:

K_a =\frac{[H^+][B^-]}{[HB]}

где:
[H^+] – концентрация ионов H+
[B^-] – концентрация анионов
[HB] – концентрация недиссоциированного соединения
для реакции HB \leftrightarrow H^+ + B^-

Эта формула описывает состояние равновесия. Чтобы найти H+, составим следующую таблицу изменения концентрации. В таблице обозначим искомую концентрацию H+ как x:

HB H+ B-
Начальная концентрация C M 0 M 0 M
Изменение концентрации -x M +x M +x M
Концентрация в состоянии равновесия (C-x) M x M x M

Используем эти величины в формуле для Ka:

K_a =\frac{x \cdot x}{(C - x)}

Получим квадратное уравнение:

x^2 - K_a(C - x) = 0 \\ x^2 + K_ax - K_aC = 0

Решаем его, выбрав положительный корень. После чего найденное значение можно подставить в формулу pH.

Тот же самый способ применим и к растворам оснований, только используется константа диссоциации основания и сначала рассчитывается pOH.

Обычно константы диссоциации даны в условии задачи, либо их можно посмотреть в таблице для известных соединений.

Стоит заметить, что в таблицах для некоторых кислот указывается несколько значений Ka. Это многоосновные кислоты, которые могут отдать в раствор более чем один протон. Однако, из-за молекулярных сил, значение Ka для каждого следующего протона уменьшается на несколько порядков.

Например, для фосфорной кислоты:
K_1 = 7.2 \cdot 10^{-3} \\ K_2 = 6.3 \cdot 10^{-8} \\ K_3 = 4.6 \cdot 10^{-13}

Поэтому в задачах обычно рассматривается отдача только одного протона, и для всех вычислений можно использовать стохиометрический коэффициент равный 1.


  1. Строго говоря ион водорода недолго пребывает в виде свободного протона, так как он быстро гидратируется молекулой воды. В результате образуется ион гидроксония H_2O + H^+ \longleftrightarrow H_3O^+ 

Ссылка скопирована в буфер обмена
PLANETCALC, Калькулятор pH раствора

Комментарии