Кислотно-щелочная среда
Кислотно-щелочная среда показывает, каких ионов в водном растворе больше: \(\mathrm{H^+}\) (точнее, ионов гидроксония \(\mathrm{H_3O^+}\)) или \(\mathrm{OH^-}\). Среду определяют с помощью индикаторов кислот и оснований, по значению pH и иногда по составу растворённых веществ.
Что такое кислотная, нейтральная и щелочная среда
Вода очень слабо диссоциирует на ионы водорода и гидроксид-ионы. В чистой воде их концентрации одинаковы, поэтому среда нейтральная. В растворе кислоты концентрация ионов \(\mathrm{H^+}\) становится больше, чем концентрация \(\mathrm{OH^-}\), а в растворе щёлочи, наоборот, больше ионов \(\mathrm{OH^-}\).
Кислая среда: \(c(\mathrm{H^+}) > c(\mathrm{OH^-})\). Нейтральная среда: \(c(\mathrm{H^+}) = c(\mathrm{OH^-})\). Щелочная среда: \(c(\mathrm{H^+}) < c(\mathrm{OH^-})\).
Кислоты в водных растворах образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Например, при диссоциации соляной кислоты образуются \(\mathrm{H^+}\) и \(\mathrm{Cl^-}\). Щёлочи — растворимые основания; при электролитической диссоциации они образуют катионы металла и гидроксид-ионы. Например, \(\mathrm{KOH}\) распадается на \(\mathrm{K^+}\) и \(\mathrm{OH^-}\).
Шкала pH и ионное произведение воды
Для количественной характеристики кислотности используют водородный показатель pH. Он связан с молярной концентрацией ионов водорода: чем больше \(c(\mathrm{H^+})\), тем меньше pH. В школьных задачах обычно рассматривают растворы при температуре около \(25\,^\circ\mathrm{C}\).
Если концентрация ионов водорода выражена в молях на литр, то для раствора с \(c(\mathrm{H^+})=10^{-3}\,\mathrm{моль/л}\) получаем pH = 3. При \(25\,^\circ\mathrm{C}\) нейтральному раствору соответствует pH = 7. Значения меньше 7 означают кислую среду, а значения больше 7 — щелочную.
При \(25\, ^\circ\mathrm{C}\): pH < 7 — кислая среда; pH = 7 — нейтральная среда; pH > 7 — щелочная среда. Для точных расчётов учитывают, что pH является логарифмической величиной: изменение pH на 1 означает изменение концентрации \(\mathrm{H^+}\) в 10 раз.
| Среда | Соотношение ионов | pH при 25 °C | Пример |
|---|---|---|---|
| Кислая | \(c(\mathrm{H^+})>c(\mathrm{OH^-})\) | меньше 7 | раствор \(\mathrm{HCl}\) |
| Нейтральная | \(c(\mathrm{H^+})=c(\mathrm{OH^-})\) | равен 7 | чистая вода |
| Щелочная | \(c(\mathrm{H^+})<c(\mathrm{OH^-})\) | больше 7 | раствор \(\mathrm{KOH}\) |
Как определить среду раствора
Самый распространённый практический способ — добавить индикатор. Индикаторы меняют окраску в зависимости от среды. Важно помнить, что цвет зависит не от названия вещества, а от диапазона pH, в котором происходит изменение окраски.
| Индикатор | Кислая среда | Нейтральная среда | Щелочная среда |
|---|---|---|---|
| Лакмус | красный | фиолетовый | синий |
| Метилоранж | красный | оранжевый | жёлтый |
| Фенолфталеин | бесцветный | бесцветный | малиновый |
| Универсальный индикатор | красный или оранжевый | зелёный | синий или фиолетовый |
Индикаторный способ позволяет установить характер среды, но не всегда даёт точное значение pH. Для более точного измерения используют универсальную индикаторную бумагу со шкалой цветов или pH-метр.
Сначала определите, какой индикатор использован, затем сопоставьте наблюдаемый цвет с таблицей. Не переносите свойства одного индикатора на другой: например, бесцветный фенолфталеин может быть и в кислой, и в нейтральной среде.
В раствор добавили фенолфталеин, и он стал малиновым. Какая среда в растворе?
Среда растворов электролитов
Среду раствора нельзя надёжно определять только по формуле вещества. Раствор соли может быть нейтральным, кислым или щелочным в зависимости от того, какие ионы взаимодействуют с водой. Например, раствор хлорида натрия близок к нейтральному: ионы \(\mathrm{Na^+}\) и \(\mathrm{Cl^-}\) практически не изменяют концентрации \(\mathrm{H^+}\) и \(\mathrm{OH^-}\).
Раствор соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, часто имеет щелочную среду. Пример — карбонат натрия \(\mathrm{Na_2CO_3}\). Раствор соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, часто имеет кислую среду. Пример — хлорид аммония \(\mathrm{NH_4Cl}\). Такие процессы связаны с взаимодействием ионов с водой и рассматриваются вместе со свойствами сильных и слабых электролитов.
При смешивании кислоты и щёлочи происходит реакция нейтрализации. Ионы \(\mathrm{H^+}\) и \(\mathrm{OH^-}\) образуют воду. Если кислота и щёлочь взяты в соответствующих количествах, раствор после реакции становится близким к нейтральному; при избытке одного реагента среда сохраняет его характер.
Определим среду раствора, если \(c(\mathrm{H^+})=1\cdot10^{-5}\,\mathrm{моль/л}\), и назовём цвет лакмуса.
Ответ: раствор имеет кислую среду, его pH равен 5, лакмус окрашивается в красный цвет.
1. Путают pH и кислотность: чем меньше pH, тем выше кислотность. 2. Считают любую соль нейтральной: среда зависит от свойств ионов. 3. Записывают для щёлочи ионы \(\mathrm{H^+}\) вместо \(\mathrm{OH^-}\). 4. Забывают, что правило pH = 7 для нейтральной среды относится к температуре около \(25\, ^\circ\mathrm{C}\). 5. При нейтрализации учитывают только реакцию \(\mathrm{H^+ + OH^- -> H_2O}\), но не проверяют, какой реагент остался в избытке.
Алгоритм решения заданий
- Если дан цвет индикатора, найдите соответствующую ему среду по таблице.
- Если дан pH, сравните его с 7: меньше — кислая, равно — нейтральная, больше — щелочная.
- Если дана концентрация \(\mathrm{H^+}\), вычислите pH по формуле \(\mathrm{pH=-\lg c(\mathrm{H^+})}\).
- Если дана концентрация \(\mathrm{OH^-}\), сначала используйте \(K_\mathrm{w}=10^{-14}\) или связь \(\mathrm{pH+pOH=14}\) при \(25\, ^\circ\mathrm{C}\).
- В реакциях кислоты со щёлочью проверьте, какое вещество осталось в избытке.
Проверьте себя
Главное
- Кислая среда характеризуется избытком ионов \(\mathrm{H^+}\), щелочная — избытком ионов \(\mathrm{OH^-}\), нейтральная — их равными концентрациями.
- При \(25\, ^\circ\mathrm{C}\) pH < 7 означает кислую среду, pH = 7 — нейтральную, pH > 7 — щелочную.
- Среду определяют индикаторами, универсальной индикаторной бумагой или pH-метром.
- При нейтрализации ионы \(\mathrm{H^+}\) и \(\mathrm{OH^-}\) образуют воду; характер среды после реакции зависит от избытка реагента.
- Для решения задач важно различать цветовые переходы индикаторов и не определять среду только по формуле соли.