Шкала рН

этого равновесия называется ионным произведением воды Кw [w – первая

буква water – вода (англ.)] и, в соответствии с ЗДМ для равновесия, имеет следующее выражение ([…] – равновесные концентрации ионов; равновесная концентрация жидкости [H2O] не входит в него):

Наряду с Kw используют показатель ионного произведения pKw

умолчанию температуру принимают равной 25 °С, а Kw = 10−14.
В любом

водном растворе [H+] и [OH−] обратно пропорциональны друг другу. Чем больше в растворе ионов H+ , тем меньше в нем ионов OH−, и наоборот. Соотношение концентраций этих ионов и определяет среду водного раствора.

катионов водорода или гидроксид-ионов равновесие диссоциации воды смещается влево.
В

кислой среде:

В нейтральной среде:

Водородный показатель pH («пэ-аш») – взятый с обратным знаком десятичный

логарифм равновесной молярной концентрации (моль/л) катионов водорода (точнее, их активности).

Гидроксидный показатель рOH («пэ-о-аш») – это взятый с обратным знаком десятичный логарифм равновесной молярной концентрации (моль/л) гидроксид-ионов (точнее, их активности).

Интервал изменения обоих показателей равен примерно
(–1 ÷ 15) (при комнатной температуре).
Соотношение между pH и рOH:

≈ 5,5 – 6,0 за счет растворенного СО2.

физиологической нормы!

и pOH в растворах кислот и оснований.
1. Раствор сильной кислоты

HyAn (y = 1, 2).

где c − концентрация кислоты, моль/л; Kw – ионное произведение воды; y – оснóвность кислоты.
В 10−7 M растворе HI

При c > 5·10−7 моль/л используют более простое уравнение:

Раствор сильного основания M(OH)x (x = 1, 2).
где c −

концентрация шелочи, моль/л; x – кислотность щелочи.
В 3·10−7 M растворе Ba(OH)2

При c > 5·10−7 моль/л используют более простое уравнение:

Раствор слабой кислоты, константа диссоциации которой
равна Ka (если основность кислоты

больше 1, то используется
константа I-ой ступени диссоциации Ka,I).

В 0,05 М растворе H3PO4 (Кa,I = 7,2∙10−3)

рОН, [OH−] в 0,3 М растворе HCOOH (Кa = 1,8∙10−4).

основания больше 1, то используется
константа I-ой ступени диссоциации Kb,I).

В 0,06 М растворе (C2H5)2NH2OH (Кb = 9,5∙10−4)

рОН, [OH−] в 0,07 М растворе (CH3)3NHOH (pКb = 4,20).

1,8∙10−4) и 0,1 моль/л CH3COOH (Кa = 1,8∙10−5).

= 4,20) и 0,03 моль/л CH3NH3OH (pКb = 3,38).

растворов сильных электролитов с достаточно высокими концентрациями (примерно 1 моль/л

и больше) при расчетах pH и pOH следует использовать значения активностей (не концентраций!) соответствующих ионов.

концентрация свободных ионов Н+, имеющихся в растворе при данных условиях.
Активная

щелочность [OH–]акт – концентрация свободных ионов OН–, имеющихся в растворе при данных условиях.

Потенциальная кислотность [H+]пот – концентрация ионов Н+, связанных в молекулы или ионы слабых кислот, имеющихся в растворе.
Потенциальная щелочность [OH–]пот – концентрация ионов OН–, связанных в молекулы или ионы слабых оснований, имеющихся в растворе.

Общая кислотность (щелочность) [H+]общ ([OH–]общ) – сумма активной и потенциальной.

[H+]акт, [H+]пот и [H+]общ в 0,2 М растворе HCOOH (Кa

= 1,8∙10−4).

(Кb = 6,3∙10–5).
Найти [OH–]акт, [OH–]пот и [OH–]общ в 0,01 М

растворе NaOH.