pH раствора: что показывает и как определить

Запись pH встречается в задачах на растворы, в лабораторных журналах и на упаковках средств для воды. Эта величина позволяет одним числом описать кислотность или щёлочность среды. По pH нельзя узнать состав неизвестного раствора, но можно понять, сколько в нём активных ионов водорода и как будет вести себя индикатор. Например, при pH 2 раствор заметно кислый, а при pH 12 имеет выраженную щелочную среду.

Понятие важно не только для расчётов. Кислотность учитывают при титровании, качественном анализе, приготовлении буферных растворов и проведении реакций, чувствительных к среде. Чтобы не путаться, нужно различать концентрацию кислоты, концентрацию ионов H⁺ и значение pH. Эти величины связаны, но совпадают далеко не всегда.

Что показывает pH раствора

В воде часть молекул непрерывно превращается в ионы: H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻. Точнее, свободный протон в воде существует в составе гидроксония H₃O⁺, однако в школьной химии его обычно обозначают H⁺. В нейтральной воде при 25 °C концентрации H⁺ и OH⁻ равны и составляют по 10⁻⁷ моль/л.

Если в воде появляется избыток H⁺, среда становится кислой. При избытке OH⁻ она щелочная. pH записывает очень малые концентрации удобным способом. Вместо 0,000001 моль/л можно написать pH 6. Важно помнить направление шкалы: чем больше ионов H⁺, тем меньше pH.

Шкала pH и связь с концентрацией H⁺

Для разбавленных водных растворов при 25 °C обычно рассматривают шкалу от 0 до 14. Значения меньше 7 относят к кислой среде, 7 соответствует нейтральной, а значения больше 7 указывают на щелочную. На практике возможны pH меньше 0 и больше 14, например у концентрированных кислот и щелочей, поэтому границы 0-14 не являются физическим запретом.

Шкала логарифмическая, а не линейная. Разница в одну единицу pH означает десятикратное изменение концентрации H⁺. В растворе с pH 3 ионов водорода в 10 раз больше, чем при pH 4, и в 100 раз больше, чем при pH 5. Поэтому различие между pH 2 и pH 5 значительно, хотя цифры отличаются только на три единицы.

При 25 °C выполняется и соотношение pH + pOH = 14, где pOH = -lg[OH⁻]. Оно помогает решать задачи на щёлочи. Например, если pOH равен 3, то pH равен 11. При другой температуре ионное произведение воды меняется, поэтому число 14 нельзя переносить в расчёт без условия задачи.

Сильные и слабые электролиты

Концентрация кислоты сама по себе не определяет pH. Решающее значение имеет степень её диссоциации, то есть доля частиц, распавшихся на ионы. Сильные кислоты, такие как HCl, HNO₃ и HClO₄, в разбавленных растворах почти полностью диссоциируют. Раствор HCl концентрацией 0,001 моль/л даёт приблизительно такую же концентрацию H⁺, поэтому pH близок к 3.

Слабая уксусная кислота CH₃COOH диссоциирует лишь частично: CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO⁻. Если взять раствор той же молярной концентрации, ионов H⁺ в нём окажется намного меньше, чем в растворе HCl. Следовательно, pH будет выше. Слабость кислоты не означает, что она безопасна: концентрированные растворы и кислоты с иными опасными свойствами требуют осторожности.

То же различие относится к основаниям. Гидроксид натрия NaOH является сильным электролитом и в воде практически полностью даёт Na⁺ и OH⁻. Аммиак NH₃ реагирует с водой обратимо, образуя небольшое количество OH⁻: NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻. Поэтому равные по концентрации растворы NaOH и аммиака имеют разный pH.

Как определить pH раствора

Выбор метода зависит от нужной точности. Для быстрой оценки среды достаточно индикаторной бумаги. Полоску смачивают каплей исследуемого раствора, затем сравнивают цвет со шкалой на упаковке. Универсальный индикатор обычно даёт ориентировочное значение с точностью до одной единицы pH. Такой способ удобен на уроке, но не годится для точного анализа бесцветных близких по pH растворов.

Отдельные индикаторы показывают лишь диапазон. Лакмус красный в кислоте, фиолетовый в нейтральной среде и синий в щёлочи. Фенолфталеин бесцветен в кислой и нейтральной среде, а в щёлочной становится малиновым. Метилоранж красный в кислой области и жёлтый при pH выше интервала перехода. Подробные цвета и диапазоны приведены в материале про лакмус, фенолфталеин и метилоранж.

Для точного измерения используют pH-метр с электродом. Прибор измеряет электрический потенциал, связанный с активностью ионов H⁺, и выводит значение на экран. Перед работой электрод калибруют по буферным растворам с известным pH, обычно 4,00, 6,86 или 7,00 и 9,18. Электрод промывают дистиллированной водой, осторожно промокают салфеткой и только затем погружают в пробу. Тереть чувствительную мембрану нельзя.

Пошаговые примеры

Пример 1. Сильная кислота

Найти pH раствора HCl с концентрацией 0,0001 моль/л. Соляная кислота в этом приближении диссоциирует полностью, значит [H⁺] = 10⁻⁴ моль/л. Подставляем в формулу: pH = -lg(10⁻⁴) = 4. Среда кислая. Здесь не нужно искать константу диссоциации, поскольку кислота сильная.

Пример 2. Сильное основание

Пусть концентрация NaOH равна 0,01 моль/л. Один моль NaOH даёт один моль OH⁻, поэтому [OH⁻] = 10⁻² моль/л. Сначала находим pOH: pOH = -lg(10⁻²) = 2. Затем при 25 °C вычисляем pH: 14 - 2 = 12. Среда щелочная.

Пример 3. Известный pH

В растворе pH равен 5. Концентрация ионов водорода определяется обратным переходом: [H⁺] = 10^−pH = 10⁻⁵ моль/л. Нельзя записывать 5 моль/л или 0,5 моль/л: pH является логарифмом, а не обычной концентрацией.

Что может исказить измерение

На показания влияют температура, загрязнение посуды, окраска раствора и поглощение углекислого газа из воздуха. Дистиллированная вода, оставленная в открытом сосуде, постепенно растворяет CO₂ и становится слабокислой. У очень разбавленных растворов простой расчёт по формуле может давать заметную ошибку из-за собственной диссоциации воды.

Индикаторные полоски неудобны для непрозрачных и сильно окрашенных проб: оттенок трудно сопоставить со шкалой. pH-метр тоже требует ухода. Если хранить электрод сухим, не калибровать прибор или переносить на нём капли предыдущего раствора, результат станет ненадёжным. Для сравнимых измерений берут чистую посуду, соблюдают одинаковую температуру и записывают условия опыта.

Ошибки и безопасность

Не стоит путать кислую среду с высокой концентрацией самой кислоты. Раствор слабой кислоты может иметь большую общую концентрацию, но меньшую концентрацию H⁺, чем более разбавленный раствор сильной кислоты. Ещё одна ошибка состоит в утверждении, что pH 6 «в два раза кислее» pH 7. Правильно говорить, что концентрация H⁺ при pH 6 примерно в 10 раз больше.

При работе с кислотами и щелочами надевают очки, используют перчатки по инструкции преподавателя и не пробуют растворы на вкус. Концентрированные реагенты разводят, добавляя кислоту к воде, а не воду к кислоте. Если раствор попал на кожу или в глаза, место сразу промывают большим количеством воды и сообщают преподавателю. Измерение pH не отменяет правил химической безопасности.