Алюминий: химические свойства и способность вступать в реакции с другими веществами

Главные характеристики алюминия

Металлы относятся к удобным для обработки материалам, и лидером среди них является алюминий, химические свойства которого давно известны людям. Этот металл, благодаря своим характеристикам, широко применяется в быту, и отыскать у себя дома изделие из алюминия сможет почти каждый человек. Следует детально рассмотреть свойства этого металла как элемента и как простого вещества.

Как был открыт алюминий

С давних времен люди использовали алюмокалиевые квасцы — соединение алюминия, способное придавать прочность и устойчивость тканям и коже. Такое свойство металла нашло свое применение в кожевничестве: с помощью алюмокалиевых квасцов скорняки выделывали кожу, придавая ей прочность и устойчивость. О том, что оксид алюминия присутствует в природе в чистом виде, люди узнали только во второй половине XVIII столетия, но получать чистое вещество в те времена еще не научились.

Впервые это удалось сделать Хансу Кристиану Эрстеду, который обработал соль амальгамой калия, выделив затем из полученной смеси порошок серого цвета. Таким образом, данная химическая реакция помогла добыть чистый алюминий. В то же время были установлены такие характеристики металла, как высокая восстановительная способность и сильная активность.

После открытия металла работу Эрстеда по получению алюминия продолжал Фридрих Вёлер: в 1827 году он получил алюминиевый порошок, а в 1845-м — шарики металла. А первый промышленно значимый эксперимент был поставлен французским ученым Девилем в 1854 году. Именно этот выдающийся химик предложил электрохимический способ получения алюминия и сумел изготовить первые слитки металла (данный способ сохранил свою актуальность и в наши дни).

В XX столетии началось промышленное производство алюминия, который сразу же стал высоко цениться за свои уникальные свойства. Этот металл в настоящее время активно применяется в быту и промышленности: машиностроении, авиации, приборостроении, электротехнической промышленности и многих других сферах жизнедеятельности человека. Здесь вы найдете увлекательные эксперименты с алюминием.

Атом алюминия и его общая характеристика

Чтобы понять, что из себя представляет атом алюминия, необходимо выделить из периодической системы Менделеева несколько его основных характеристик:

порядковым номером металла является цифра 13;
элемент расположен в третьем малом периоде, главной подгруппе, третьей группе;
атомная масса элемента – 26,98;
у элемента сильно выражены металлические свойства;
алюминий имеет всего 27 изотопов с разными массовыми числами;
элемент встречается в двух степенях окисления: 0 и +3.

Алюминий и его химические свойства

Если рассматривать химические реакции, чистый алюминий — это сильный восстановитель, проявляющий высокую химическую активность в свободном виде. Чтобы многократно усилить его активность, необходимо убрать оксидную пленку. Алюминий способен вступать в реакции с серой, галогенами, кислотами и щелочами. В обычных условиях данный металл не способен взаимодействовать с водой, без нагревания может вступать в реакцию только с тремя галогенами: хлором, бромом и йодом. Важной химической характеристикой алюминия является способность металла восстанавливать некоторые другие элементы, а также их соединения.

В какие реакции вступает алюминий

Взаимодействие с неметаллами: алюминий реагирует с углеродом, серой, азотом и остальными неметаллами (со многими – только после нагревания, без которого реакция не произойдет). В результате реакции происходит выделение большого количества тепла.

Взаимодействие с кислотами (например, с соляной): в результате выделяется водород.

Взаимодействие с оксидами реакция замещения атомов металла в оксиде на алюминий позволяет получить большое количество теплоты и новый металл в свободном виде.

Взаимодействие с солями, а именно с растворами некоторых менее активных солей.

Взаимодействие со щелочами: по причине сильного взаимодействия с растворами щелочей, их растворы нельзя хранить в посуде из алюминия.

Алюминотермия — процесс восстановления металлов, сплавов и неметаллов посредством воздействия на их оксиды металлическим алюминием. Благодаря данной особенности алюминия, металлурги могут добывать такие тугоплавкие металлы, как молибден, вольфрам, цирконий, ванадий.

Физические свойства алюминия как простого вещества

В качестве простого вещества алюминий представляет собой металл серебристого цвета. Он способен окисляться на воздухе, покрываясь плотной оксидной пленкой.

Данная особенность металла обеспечивает его высокую стойкость к коррозии. Это свойство алюминия, наравне с другими характеристиками, делает его чрезвычайно популярным металлом, широко применяемым в быту. Кроме того, алюминий имеет легкий вес, сохраняя при этом высокую прочность и пластичность.

Далеко не каждое известное людям вещество имеет совокупность подобных характеристик.

Физические свойства алюминия

Алюминий — пластичный и ковкий металл, применяется для изготовления тончайшей фольги, из алюминия прокатывают проволоку.

Температура кипения металла составляет 2518 °С.

Температура плавления алюминия составляет 660 °С.

Плотность алюминия составляет 2,7 г/см³.

Широкое применение алюминия в сферах жизнедеятельности обусловлено его химическими и физическими свойствами.

Химические свойства алюминия

Средняя оценка: 4.3

Всего получено оценок: 330.

Средняя оценка: 4.3

Всего получено оценок: 330.

Одним из распространённых элементов планеты является алюминий. Физические и химические свойства алюминия применяются в промышленности. Все, что необходимо знать, про этот металл вы найдете в нашей статье.

Строение атома

Алюминий – это 13 элемент периодической таблицы. Он находится в третьем периоде, III группе, главной подгруппе.

Свойства и применение алюминия связаны с его электронным строением. Атом алюминия имеет положительно заряженное ядро (+13) и 13 отрицательно заряженных электронов, располагающихся на трёх энергетических уровнях. Электронная конфигурация атома – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .

На внешнем энергетическом уровне находится три электрона, которые определяют постоянную валентность III. В реакциях с веществами алюминий переходит в возбуждённое состояние и способен отдавать все три электрона, образуя ковалентные связи. Как и другие активные металлы, алюминий является мощным восстановителем.

Алюминий – амфотерный металл, образующий амфотерные оксиды и гидроксиды. В зависимости от условий соединения проявляют кислотные или основные свойства.

Физическое описание

лёгкостью (плотность 2,7 г/см 3 );
серебристо-серым цветом;
высокой электропроводностью;
ковкостью;
пластичностью;
температурой плавления – 658°C;
температурой кипения – 2518,8°C.

Из металла делают жестяные ёмкости, фольгу, проволоку, сплавы. Алюминий используют при изготовлении микросхем, зеркал, композитных материалов.

Рис. 2. Жестяные ёмкости.

Алюминий – парамагнетик. Металл притягивается магнитом только в присутствии магнитного поля.

Химические свойства

На воздухе алюминий быстро окисляется, покрываясь оксидной плёнкой. Она защищает металл от коррозии, а также препятствует взаимодействию с концентрированными кислотами (азотной, серной).

При обычных условиях реакции с алюминием возможны только после удаления оксидной плёнки. Большинство реакций протекают при высоких температурах.

Основные химические свойства элемента описаны в таблице.

Реакция

Описание

Уравнение

Горит при высоких температурах с выделением тепла

Взаимодействует с серой при температуре выше 200°С, с фосфором – при 500°С, с азотом – при 800°С, с углеродом – при 2000°С

Реагирует при обычных условиях, с йодом – при нагревании в присутствии катализатора (воды)

Реагирует с разбавленными кислотами при обычных условиях, с концентрированными – при нагревании

Реагирует с водными растворами щелочей и при сплавлении

Вытесняет менее активные металлы

Алюминий не реагирует непосредственно с водородом. Реакция с водой возможна после снятия оксидной плёнки.

Что мы узнали?

Алюминий – амфотерный активный металл с постоянной валентностью. Обладает небольшой плотностью, высокой электропроводностью, пластичностью. Притягивается магнитом только в присутствии магнитного поля. Алюминий реагирует с кислородом, образуя защитную плёнку, которая препятствует реакциям с водой, концентрированными азотной и серной кислотами. При нагревании взаимодействует с неметаллами и концентрированными кислотами, при обычных условиях – с галогенами и разбавленными кислотами. В оксидах вытесняет менее активные металлы. Не реагирует с водородом.

Водородный показатель кислотности (рН)

Водородный показатель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:

История водородного показателя pH .

Понятие водородного показателя введено датским химиком Сёренсеном в 1909 году. Показатель называется pH (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, либо pondus hydrogeni — вес водорода). В химии сочетанием pX обычно обозначают величину, которая равна lg X, а буквой H в этом случае обозначают концентрацию ионов водорода (H + ), либо, вернее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH .

Вывод значения pH .

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) оказываются одинаковыми и равняются 10 −7 моль/л, это четко следует из определения ионного произведения воды, равное [H + ] · [OH − ] и равно 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Если концентрации двух видов ионов в растворе окажутся одинаковыми, в таком случае говорится, что у раствора нейтральная реакция. При добавлении кислоты к воде, концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов понижается, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода уменьшается. Когда [H + ] > [OH − ] говорится, что раствор оказывается кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.

Чтоб было удобнее представлять, для избавления от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода используют их десятичный логарифм, который берется с противоположным знаком, являющийся водородным показателем — pH.

Показатель основности раствора pOH .

Немного меньшую популяризацию имеет обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, которая равняется десятичному логарифму (отрицательному) концентрации в растворе ионов OH − :

как во всяком водном растворе при 25 °C , значит, при этой температуре:

Значения pH в растворах различной кислотности.

Вразрез с распространённым мнением, pH может изменяться кроме интервала 0 – 14, также может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH= −1.

Т.к. при 25 °C (стандартных условиях) [H + ] [OH − ] = 10 −14 , то ясно, что при такой температуре pH + pOH = 14.

Т.к. в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , значит, у кислых растворов pH 7, pH нейтральных растворов равняется 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды увеличивается, значит, увеличивается ионное произведение воды, тогда нейтральной будет pH = 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH − ); с понижением температуры, наоборот, нейтральная pH увеличивается.

Методы определения значения pH .

Существует несколько методов определения значения pH растворов. Водородный показатель приблизительно оценивают при помощи индикаторов, точно измерять при помощи pH-метра либо определять аналитическим путём, проводя кислотно-основное титрование.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов часто используют кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. Самые популярные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и др. Индикаторы могут быть в 2х по-разному окрашенных формах — или в кислотной, или в основной. Изменение цвета всех индикаторов происходит в своём интервале кислотности, зачастую составляющем 1–2 единицы.
Для увеличения рабочего интервала измерения pH применяют универсальный индикатор, который является смесью из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно изменяет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным способом затруднено для мутных либо окрашенных растворов.
Применение специального прибора — pH-метра — дает возможность измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем при помощи индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, которая включает стеклянный электрод, потенциал которого зависим от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ обладает высокой точностью и удобством, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, что дает измерять pH непрозрачных и цветных растворов и поэтому часто применяется.
Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — тоже даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) каплями добавляют к раствору, который исследуется. При их смешивании происходит химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, для полного завершения реакции, — фиксируется при помощи индикатора. После этого, если известна концентрация и объём добавленного раствора титранта, определяется кислотность раствора.
Влияние температуры на значения pH:

0,001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3,

0,001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11,73, при 30 °C pH=10,83,

Влияние температуры на значения pH объясняют разчной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не есть ошибкой эксперимента. Температурный эффект нельзя компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии.

Кислотность среды имеет важное значение для большинства химических процессов, и возможность протекания либо результат той или иной реакции зачастую зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований либо на производстве применяют буферные растворы, позволяющие сохранять почти постоянное значение pH при разбавлении либо при добавлении в раствор маленьких количеств кислоты либо щёлочи.

Водородный показатель pH часто применяют для характеристики кислотно-основных свойств разных биологических сред.

Для биохимических реакций сильное значение имеет кислотность реакционной среды, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода зачастую оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается под действием буферных систем организма.

В человеческом организме в разных органах водородный показатель оказывается разным.

Некоторые значения pH.

Водородный показатель

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː’eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Содержание

История

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogenii — вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную −lgX, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H + ), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH

Вывод значения pH

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) одинаковы и составляют 10 −7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H + ] · [OH − ] и составляет 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H + ] > [OH − ] говорят, что раствор является кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH.

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :

как в любом водном растворе при 22 °C , очевидно, что при этой температуре:

Значения pH в растворах различной кислотности

Так как при 25 °C (стандартных условиях)[H + ] · [OH − ] = 10 −14 , то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.

Так как в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , то у кислых растворов pH 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH + , так и OH − ); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.

Методы определения значения pH

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы.
Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
Использование специального прибора — pH-метра — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, включающей специальный стеклянный электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, — фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
Влияние температуры на значения pH

0.001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3

0.001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83

Влияние температуры на значения pH объясняется различной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.

См. также

Ионное произведение воды
Электролитическая диссоциация
Константа диссоциации кислоты
Гидролиз
Индикаторы
pH-метр
Стеклянный электрод
Титрование
Буферные растворы
Основность

В предисловии к первому русскому изданию книги Роджера Бейтса [1] , предпринятому по второму её изданию — «Определение pH» [2] , которое существенно отличается от первого — «Электрометрическое определение pH» [3] , редакторами перевода сказано:

Кроме того, мы сочли полезным сделать два добавления, помещённые после X главы. Первое дополнение — о современном состоянии теории стеклянного электрода — написано Б. П. Никольским, М. М. Шульцем и А. А. Белюстиным, и второе — о разработке, исследовании и применении стеклянных электродов с металлическими функциями — М. М. Шульцем и А. А. Белюстиным. В этих дополнениях изложены результаты последних работ советских авторов в области теории стеклянного электрода и, в частности, описываются стеклянные электроды с металлическими функциями, пригодные для определения концентрации (активности) ионов натрия, калия, лития и др.

В книге дается очень краткое изложение вопроса об абсолютных потенциалах электродов. Мы считали необходимым отослать читателя к классическим работам школы А. Н. Фрумкина, в которых наиболее исчерпывающим образом разработана эта проблема.

. Некоторые трудности представлял перевод терминов. Так, например, выражения: «operational pH scale» (англ. операционная шкала pH ), «operational definition of the measured pH» (англ. рабочее определение величины pH ) мы перевели: «инструментальная шкала pH» и «инструментальное определение величины pH», поскольку термин «инструментальный» в этом смысле уже получил распространение среди русских специалистов по pH-метрии.

Книга Р. Бейтса отличается от других книг по pH-метрии, имеющихся на русском языке, рядом достоинств. . В ней с большой полнотой, на высоком теоретическом уровне и с достаточной термодинамической строгостью рассмотрены сложные проблемы pH-метрии и показано, в какой мере экспериментально определяемая величина pH может интерпретироваться с точки зрения концентрации или активности ионов водорода. Хорошо изложены принципы и теоретические основы экспериментального определения pH. Очень ценным является довольно подробное изложение проблем и практики определения pH индикаторными методами.

В 1965 году Роджер Бейтс пишет проф. Б. П. Никольскому и проф. М. М. Шульцу:

Занимаясь стандартизацией измерений pH, я смог по достоинству оценить ваши превосходные работы по стеклянному электроду, которые значительно расширили понимание механизма действия иона водорода. Я надеюсь в скором времени получить возможность побывать в вашей стране в связи с Московским конгрессом Международного союза общей и прикладной химии. Я был бы очень признателен вам, если бы смог посетить ваш институт и познакомиться с вами. Предполагая, что сессия конгресса закончится 18 июля, я надеюсь быть в Ленинграде 19 июля. Возможно ли моё посещение Вашего института 20 или 21 июля? Я хорошо знаком также с некоторыми работами доктора Л. Л. Макарова и, если это удобно, хотел бы встретиться и с ним.

С наилучшими пожеланиями искренне Ваш Роджер Г.Бейтс, руководитель отдела электрохимического анализа Национального бюро стандартов. [4]

Что такое pH

Водородный показатель pH (лат. «potentia hydrogeni» — сила водорода или «pondus hydrogenii» — вес водорода) – это единица измерения активности ионов водорода в любом веществе. Термин ввел датский химик Сорен Петр Лауриц Сёренсен в 1909 году.

Для определения pH вычисляется количественное соотношение свободных ионов водорода Н+ и ионов гидроксида ОН-. Уровень pH измеряется по 14-цифровой индикаторной шкале. Если, например, в воде пониженное содержание H+, то вода будет иметь щелочную реакцию и её pH щелочная среда будет выше 7.0, а при повышенном содержании ионов Н+ она будет показывать pH кислой среды ниже 7.0.

Дистиллированная вода имеет нейтральную реакцию, pH которой равен 7.0. При растворении в ней химических веществ этот баланс меняется, что приводит к изменению значения pH. Человеческое тело имеет диапазон pH от 6.4 до 7.0.

В зависимости от уровня pH индикаторная бумага окрашивается в разные цвета.

Определение pH раствора имеет большое значение для многих химических и биохимических процессов, так как H + и OH- — это высокореактивные ионы, которые могут вызывать или ускорять химические реакции.

pH шкала вещества

В этом эксперименте вы сможете проверить различные бытовые химикаты, используя универсальный индикатор. Цель этого проекта – познакомиться с понятием pH, а также с химическими реакциями, связанными с изменением цвета.

Что нам понадобится:

универсальный индикатор;
бытовая химия.

Ход эксперимента:

Ознакомьтесь с инструкцией и таблицей цветов универсального индикатора. Все тестирования выполняйте в присутствии взрослого на кухне рядом с раковиной. В случае попадания любого вещества на кожу, смойте его немедленно.
Соберите жидкую бытовую химию.

Найдите на кухне:

Уксус.
Лимонный сок.
Газированную воду.
Нашатырный спирт.
Средство для мытья посуды

Найдите в ванной / аптечке:

Отбеливатель.
Жидкие стиральные порошки.
Средство для нейтрализации кислот.

Проверьте другие химические вещества. Обязательно спросите взрослого, безопасно ли конкретное химическое вещество для тестирования.

Проверьте каждое из химических веществ. Следуйте инструкциям к вашему универсальному индикатору.
Запишите цвет для каждого химического вещества.
Какой pH показывает каждый цвет?
Является ли химическое вещество кислотой или щелочью?
Какова цель применения каждого тестируемого химического вещества?
Как соотносится pH нейтральный, кислый или щелочной с целью применения вещества?
Запишите полученные данные в таблице.

Бытовая химия	Цвет универсального индикатора	pH	Кислота / щелочь?
Отбеливатель	Фиолетовый	12	Щелочь
Уксус	Красный	2	Кислота

Вывод:

Какие бывают кислые бытовые химикаты? Для чего они используются? Какие бывают щелочные бытовые химикаты? Для чего они используются?

Поскольку H + и OH очень реактивны, можно наблюдать изменение цвета, когда определенные химические вещества добавляются к кислотам и щелочам. На этом строится принцип работы универсальных индикаторов, которые представляют собой смесь химических веществ, реагирующих с ионами H + и OH- и вызывающих изменение цвета.

Проект «Измерение pH конфет»

Вам больше нравятся кислые конфеты, которые заставляют вас кривиться, или вы – поклонник сладких шоколадных конфет? В следующем эксперименте вы проверите уровень содержания водорода в ваших любимых лакомствах, чтобы определить, какие конфеты имеют самый низкий уровень pH по цветовой шкале. Не волнуйтесь! Кушать конфеты после этого все еще можно!

Что нам понадобится:

кислые конфеты;
сладкие конфеты;
шоколадные конфеты;
дистиллированная вода
pH-бумага;
цветовая шкала кислотности pH;
маленькая кастрюля;
ложка для перемешивания;
кухонная плита;
кухонный термометр;
кухонный шпатель;
термостойкие перчатки;
защитные очки;
карандаш;
блокнот.

Ход эксперимента:

Эксперимент должен проходить под присмотром взрослого.
Разложите все свои конфеты на чистой поверхности, снимите с них обертки.
Сделайте простой тест на вкус. Какая конфета вам нравится больше всего?
Возьмите карандаш и блокнот. Подумайте о двух основных элементах этого проекта: о конфетах и шкале pH. Помните, всё, что выше 7.0, является щелочным, а всё, что ниже – кислым.
Как вы думаете, кислотность каких конфеты будет самой высокой или самой низкой по шкале pH? Запишите в блокноте свое предположение, которое еще можно назвать гипотезой.
Чтобы проверить конфеты, их нужно сначала растопить. Позовите взрослого, убедитесь, что вы оба надели защитные очки и термостойкие перчатки.
Начните с одного типа конфет. Бросьте пару горстей в кастрюлю.
Добавьте одну или две чашки дистиллированной воды.
Поставьте кастрюлю на плиту.
Попросите взрослого помочь вам выбрать и установить правильную температуру нагрева плиты. Твердые конфеты следует нагревать на температуре выше среднего, а шоколадные конфеты должны нагреваться при низкой температуре.
Следите за содержимым кастрюли, часто помешивая.
Как только конфеты начнут плавиться, аккуратно измерьте их температуру с помощью кухонного термометра.
Когда твердые конфеты достигнут температуры около 150 °С, а шоколадные конфеты – около 50 °С, вы можете попросить взрослого помочь снять кастрюлю с плиты.
Быстро возьмите pH-бумагу и погрузите один ее конец в получившееся вещество.
Выньте pH-бумагу и подождите.
Как только на бумаге проявится цвет, сравните его со шкалой pH.
Запишите результаты в блокнот.
Повторите шаги 7-17 с оставшимися двумя видами конфет. Убедитесь, что вы правильно записываете результаты для каждого вида.
Когда вы закончите, просмотрите записи. Подтвердилась ли ваша гипотеза об уровне кислотности разных видов конфет?

Вывод:

Эксперимент покажет, что кислые на вкус конфеты будут обладать самой кислой средой, а все остальные конфеты также будут соответствовать низкой шкале pH.

Чтобы докопаться до сути этой вкусной науки, давайте внимательнее посмотрим на то, чем является кислотность. Какой вкус является кислым? Что делает кислые конфеты таковыми? Кислотность как раз указывает на повышенный уровень кислоты. Теперь понятно, почему у кислых конфет – самый низкий уровень pH! Проверьте упаковку от кислых конфет с указанными на ней ингредиентами. Вы, скорее всего, увидите среди них несколько видов кислот.

Кислые конфеты – не единственные виды пищевых продуктов, которые показывают низкий уровень по шкале pH. А вы знали, что большинство продуктов питания относятся больше к кислым, чем к щелочным? Вот почему все конфеты, даже сладкие и шоколадные, имеют pH ниже 7.0. Как вы думаете, вы сможете найти щелочные продукты? Попробуйте поискать на своей кухне эти таинственные продукты.

Влияние температуры и концентрации вещества на pH

В этом эксперименте мы выясним, влияют ли такие факторы, как температура и концентрация, на pH раствора. С помощью лимонного сока мы протестируем кислую pH среду, а при помощи молока – щелочную pH среду.

Что нам понадобится:

свежевыжатый лимонный сок;
молоко;
микроволновая печь;
холодильник;
стаканы или мензурки (около 12 шт);
вода;
мерный стакан;
палочка для перемешивания;
pH-бумага;
термометр;
термостойкие перчатки;
цветовая и числовая pH шкала;
комнатный термометр.

Ход эксперимента:

Налейте в стаканы одинаковое количество лимонного сока, наполнив их наполовину. Повторите то же самое с молоком.
Возьмите один из стаканов с лимонным соком, добавьте в него воду, чтобы он наполнился на ¾. Размешайте.
Возьмите другой стакан с лимонным соком, добавьте в него воду доверху. Размешайте.
Измерьте pH жидкостей в обоих стаканах по цветовой и числовой шкале. Зафиксируйте любые изменения!
Повторите вышеуказанные шаги с молоком.
Поставьте стакан с лимонным соком в микроволновку, немного нагрейте ее.
Осторожно достаньте стакан, надев перчатки, мокните в сок pH-бумагу и измерьте pH. Также измерьте температуру.
Возьмите еще один стакан с лимонным соком, поставьте его в холодильник на 2 часа.
Мокните в него pH-бумагу, измерьте pH, а также температуру.
Повторите вышеуказанные шаги с молоком, отметьте любые изменения.

Вывод:

В этом эксперименте вы сможете убедиться, что чем выше концентрация вещества, тем сильнее проявляется его кислотность или щелочность. А влияние температуры вы сможете проверить самостоятельно.

Заключение

Понимание термина «водородного показателя pH» лежит в основе сохранения здоровья и развития любого организма. Причем важно следить не только за кислотно-щелочным равновесием внутри него, но и помнить, что нейтральная ph среда вокруг нас обеспечивает всему живому миру здоровье и гармоничное развитие. Ведь все мы являемся одним целым с окружающим миром!

Водородный показатель pH: общее понятие и методы определения. Таблицы величин pH

Важной характеристикой водных растворов является уровень концентрации в них положительно заряженных ионов водорода и отрицательно заряженных гидроксид-ионов относительно друг друга. При одинаковых концентрациях и раствор считается нейтральным, при избытке катионов – кислотным и при избытке анионов – основным (щелочным). Величина, называемая водородным показателем, или pH раствора, – это количественное выражение кислотности.

Понятие о водородном показателе

Определение pH-фактора базируется на кислотно-основных свойствах воды. Ее молекулы способны к самопроизвольной диссоциации, благодаря чему в воде всегда присутствует некоторое количество ионов и . Их концентрация мала вследствие обратимости процесса диссоциации, который выражается формулой

⇄ +

Из формулы видно, что ионы водорода и гидроксила содержатся в воде в равной концентрации: []=[]. В стандартных условиях (при температуре 22–25° C) она составляет моль⁄л.

Величина =[]∙[] называется ионным произведением воды. При заданной температуре она является постоянной (при 22–25° C = моль/л) не только для воды, но и для разбавленных растворов. При добавлении кислоты к воде повышается концентрация [] и понижается [] (кислотность возрастает), при добавлении щелочи падает [] и растет [] (кислотность понижается).

В качестве показателя кислотности удобно использовать десятичный логарифм величины [] с обратным знаком:

pH = -lg []

Для воды и любой нейтральной среды водородный показатель составит: pH = — lg⁡ = -(-7) = 7

Шкала pH

На основе постоянства значения ионного произведения воды построена шкала величин pH различных растворов. Отметка «7» в ней соответствует нейтральной среде, числа слева от 7 – кислотной, и справа – основной (щелочной).

Важно помнить, что, поскольку для определения показателя кислотности для избавления от знака «минус» в показателе степени используется отрицательный логарифм, понижение pH означает повышение концентрации , то есть кислотных свойств, и наоборот. Так, значение 5 соответствует концентрации [] = моль⁄л и большей кислотности, чем 9, означающее, что в растворе содержится моль⁄л катионов водорода.

Методы определения величины pH

В зависимости от целей и условий значение водородного показателя устанавливается различными методами. Качественно оценить кислотность среды позволяет применение индикаторов. Точные количественные результаты получают с помощью измерительных методов.

Использование индикаторов

Метод основан на способности ряда органических веществ к изменению окраски в зависимости от кислотности среды. Распространенные индикаторы – лакмус, метилоранж, фенолфталеин. Каждый из них проявляет свои свойства в ограниченном диапазоне значений pH.

Индикаторный метод отличает простота наглядность и быстрота, но он недостаточно точен и зависит от субъективного восприятия цвета.

Достичь большей точности позволяет применение универсального индикатора. Он представляет собой смесь веществ и охватывает широкий диапазон pH от 0 до 14. Цвет, приобретенный нанесенным на бумажную полосу индикатором в той или иной среде, сравнивают с эталонной шкалой. Универсальный индикатор дает возможность определять pH с точностью до десятых долей.

Индикаторные методы неэффективны в случаях, когда раствор слишком слабый, имеет собственную яркую окраску или замутнен.

Ионометрический метод

Водородный показатель можно определить с точностью до 0,01 в широком диапазоне, применяя pH-метр. Прибор представляет собой электронный милливольтметр, определяющий разность потенциалов на электродах, один из которых (измерительный pH-электрод) помещен в исследуемый раствор. Другой (электрод сравнения) погружен в электролит с определенным pH. На нем создается стабильный потенциал, относительно которого измеряют pH анализируемой среды. Разность потенциалов пропорциональна величине показателя кислотности.

pH-метр требует тщательной калибровки. Для нее используются специально приготовленные буферные растворы с эталонными значениями pH, устойчивыми при разбавлении или добавкам небольших количеств сильных кислот или оснований. В приготовлении буферных растворов для pH-метрии применяются стандарт-титры – наборы чистых реактивов с точно известной массой, которые разводят дистиллированной водой до необходимой концентрации.

Конструкция современных pH-метров предусматривает вместо двух электродов один комбинированный, что значительно упрощает их использование.

Аналитический объемный метод

В данном способе определения водородного показателя применяется процедура кислотно-основного титрования, ведущую роль в которой играет реакция нейтрализации исследуемого образца титрантом – стандартным раствором с определенным pH. Если титруется раствор кислоты, в качестве титранта используют щелочь (гидроксид натрия или калия), если основание – титрантом является раствор сильной кислоты (соляной или серной).

Титрант медленно добавляют к образцу до достижения точки эквивалентности – момента, когда происходит полная нейтрализация титруемого раствора. Фиксация конечной точки титрования может производиться несколькими способами: с помощью индикатора, потенциометрии, спектрофотометрии или измерения электропроводности. Определив необходимый для нейтрализации объем титранта и зная его концентрацию, вычисляют pH препарата.

Влияние температуры на значение pH

Повышение температуры приводит к росту диссоциации слабых электролитов, в том числе и воды. Повышается равновесная концентрация ионов и и возрастает величина ионного произведения. Соответственно меняется и водородный показатель для нейтральной среды:

Температурные изменения оказывают сложное и неоднозначное влияние на измерения pH. В целом органические и щелочные пробы более зависимы от них, чем неорганические и кислотные. При pH-метрии и титровании температура строго контролируется, а полученные результаты пересчитываются с целью приведения к значению, характерному при 25° C.

Значения pH некоторых растворов

При определении величины pH для растворов кислот и оснований принято выражать концентрацию раствора в единицах нормальности. Нормальная концентрация – это количество моль-эквивалентов вещества в 1 л раствора: .

Эквивалентом называется частица (реальная либо условная), которая в химических реакциях равноценна одному катиону или одному электрону. Моль-эквивалент содержит эквивалентов, а его масса в единицах называется молярной массой эквивалента .

Многоосновные кислоты могут отдавать один или более ионов водорода, поэтому число моль-эквивалентов в растворе и, соответственно, нормальность будет в разных случаях неодинакова. Она имеет обозначение «н.» с указанием доли нормальной концентрации. Например, серная кислота, молекула которой при диссоциации отдает два протона , при молярной концентрации имеет нормальность 1н.

pH растворов кислот

Кислота	Концентрация	pH
Азотная	0,1 н.	1,0
Борная	0,1 н.	5,2
Муравьиная	0,1 н.	2,3
Серная	н.	0,3
	0,1 н.	1,2
	0,01 н.	2,1
Сернистая	0,1 н.	1,5
Сероводородная	0,1 н.	4,1
Уксусная	н.	2,4
	0,1 н.	2,9
	0,01 н.	3,4
Соляная	н.	0,1
	0,1 н.	1,1
	0,01 н.	2,0
Щавелевая	0,1 н.	1,3

pH растворов оснований

Нормальность щелочей определяется аналогично нормальности кислот, исходя из количества гидроксид-ионов, которые отщепляются при диссоциации.

Основание	Концентрация	pH
Гидроксид калия	н.	14,0
	0,1 н.	13,0
	0,01 н.	12,0
Гидроксид кальция	насыщенный	12,4
Гидроксид натрия	н.	14,0
	0,1 н.	13,0
	0,01 н.	12,0

Значения pH некоторых бытовых веществ и пищевых продуктов

Вещество	pH	Продукт	pH
электролит аккумуляторный на основе	Роль показателя кислотности

Знание и использование водородного показателя играет значительную роль во многих областях жизни людей, особенно в здравоохранении и медицине, в водоснабжении, в производстве и грамотном потреблении продуктов питания и средств бытовой химии. Оно также важно в организации сельского хозяйства, в производстве кормов и удобрений. Показатель pH имеет большое значение при проведении научно-исследовательских работ в химии и биологии, а также при мониторинге многих технологических процессов в нефтехимической, топливной, атомной и других отраслях промышленности.

Учительская

Методические находки

Водородный показатель (рН)

H₂O H + + OH –

В 1 л чистой воды при комнатной температуре содержится 1 . 10-7 моль катионов водорода и 1 . 10-7 моль гидроксид-ионов.
Поскольку оперировать числами такого порядка неудобно, для количественной характеристики кислотности среды используют так называемый водородный показатель рН (“пэ аш”, от латинского “pundus hydrogenium” – “вес водорода”). Каждое значение рН отвечает определенному содержанию катионов водорода в 1 л раствора.
В чистой воде и в нейтральных растворах, где в 1 л содержится 1 . 10 -7 моль катионов водорода, значение рН равно 7.
В растворах кислот содержание катионов водорода увеличивается, а содержание гидроксид-ионов уменьшается, в растворах щелочей наблюдается обратная картина. В соответствии с этим меняется и значение водородного показателя (рН).
Кислоты, попадая в воду, диссоциируют, и содержание катионов водорода в расчете на 1 л раствора становится больше 1 . 10 -7 моль.
Сильные кислоты в водной среде диссоциируют необратимо. Например, хлороводородная кислота полностью превращается в катионы водорода H + и хлоридные анионы Cl – :

Если в 1 л водного раствора содержится 1 . 10 -2 моль HCl, то катионов водорода H + в этом объеме тоже 1 . 10 -2 моль. Значение водородного показателя (рН) для этого раствора оказывается равным 2. Когда в том же объеме раствора содержится 1 . 10 -3 моль HCl, то катионов H + становится уже 1 . 10 -3 моль (рН = 3), если хлороводородной кислоты 1 . 10 -4 моль, то содержание H + – 1 . 10 -4 моль (рН = 4), и т.д.

Диссоциация слабых кислот, например угольной, протекает обратимо:

H₂CO₃ H + + HCO₃ –

Далеко не все присутствующие в растворе молекулы H₂CO₃ превращаются в катионы H + и анионы HCO₃ – . Тем не менее катионов H + в растворах таких кислот больше, чем в чистой воде (например, 1 . 10 -5 или 1 . 10 -6 моль в каждом литре раствора).
Таким образом, в растворах кислот катионов водорода в 1 л раствора содержится всегда больше, чем 1 . 10 -7 , а рН оказывается меньше 7. Водородный показатель рН, меньший 7, отвечает кислотной среде раствора.
Если рН находится в интервале 5-7, то среда раствора считается слабокислотной, если рН меньше 5, то сильнокислотной: чем сильнее кислота, тем ниже значение рН.

В результате диссоциации оснований в водном растворе появляются гидроксид-ионы, которые связывают катионы водорода, присутствующие в чистой воде, и уменьшают их количество в щелочном растворе:

NaOH = Na + + OH –
H + + OH – = H₂O

Растворение в 1 л воды 1 . 10 -2 моль сильного основания – гидроксида натрия NaOH – приводит к появлению 1 . 10 -2 моль гидроксид-ионов. Содержание катионов водорода в полученном растворе оказывается равным 1 . 10 -12 моль, а рН принимает значение 12.
Если в 1 л воды растворить 1 . 10 -3 моль NaOH, то гидроксид-ионов получится 1 . 10 -3 моль (1 . 10 -11 моль катионов H + , рН = 11).
Растворение в том же объеме 1 . 10 -4 моль NaOH даст 1 . 10 -4 моль OH – (1 . 10 -10 моль катионов H + , рН = 10), и т.д.
Таким образом, в растворах оснований содержание катионов водорода всегда меньше 1 . 10 -7 моль в 1 л, а водородный показатель (рН) – больше 7. Среда в таких растворах щелочная.

Для растворов сильных оснований, диссоциация которых идет необратимо, значение рН будет существенно выше 7. Диссоциация слабых оснований, например, гидрата аммиака, протекает лишь частично, гидроксид-ионов в этом случае образуется меньше, и рН не столь заметно превышает значение, характерное для нейтральной среды. Раствор считается слабощелочным при рН от 7 до 9 и сильнощелочным при рН выше 9.

Значения водородного показателя (рН) водных растворов распространенных веществ обычно находятся в интервале от 1 до 13. Приближенно оценить рН растворов можно с помощью кислотно-основных индикаторов. Для более точного измерения водородного показателя используют приборы – рН-метры.

1. Каковы значения рН а) в нейтральных; б) слабокислотных; в) слабощелочных; г) сильнокислотных; д) сильнощелочных растворах?
2. Какова среда а) в растворе шампуня (рН 5,5); б) в крови здорового человека (рН 7,4); в) в желудочном соке человека (рН 1,5); г) в слюне (рН 8,0)?
3. Напишите уравнения реакций, протекающих при растворении в воде а) угольной кислоты; б) серной кислоты; в) гидроксида натрия; г) аммиака. В каком из полученных растворов значение рН должно быть больше (при одинаковых молярных содержаниях растворенных веществ)?