Тема 10. Ионное произведение воды. Рн. Гидролиз солей

Теоретические сведения

 

Вода – слабый электролит. Она полярна и находится в виде гидратированных кластеров. Благодаря тепловому движению связь разрывается, происходит взаимодействие: Н₂О↔[Н₃О]⁺*.пН₂О + ОН^-.рН₂О

Происходит самоионизация воды. Водородная связь превращается в ковалентную (по донорно-акцепторному механизму).

Самоионизация (автопротолиз) воды – реакция переноса протона от одной молекулы к другой.

2Н₂О↔Н₃О⁺ +ОН^- Δ_дH^о₂₉₈=+56,5 кДж∙моль^-1

Упрощенно процесс ионизации воды записывается как: Н₂О↔Н⁺ + ОН^-, однако истинные процессы эта реакция не изображает. Исходя из закона действующих масс можно записать константу равновесия этого процесса:

К_д = = = 1,82∙10^-16моль∙дм^-3

На основании измерения электропроводности чистой воды было найдено, что хотя в 1л ее содержится , на ионы распадается только 10^-7 моль, поэтому концентрацию недиссоциированной воды принимаем за 55,56 моль.

К_д∙ [H₂O] = [H⁺]∙[OH^-] = 1,82∙10^-16∙55,56 = 1,00∙10^-14 = К_w

К_w – ионное произведение воды, соnst для водных растворов.

К_w - произведение концентраций ионов водорода и гидроксид иона при постоянной температуре есть величина постоянная и равна 10^-14 в любом вводом растворе.

Если [H⁺]=[OH^-]=10^-7 моль/дм³ – раствор нейтральный. рН=7

[H⁺]>[OH^-] [H⁺]=10^-1до 10^-7моль/дм³ – раствор кислый. рН<7

[H⁺]<[OH^-] [H⁺]=10^-7до 10^-14моль/дм³ – раствор щелочной. рН>7

В 1909 году Серенсен для обозначения концентраций [H⁺] и [OH^-] ввел новые обозначения:

-lg[H⁺]=рН – водородный показатель

-lg[ОH^-]=рОН – гидроксильный показатель

Прологарифмировав уравнения расчета ионного произведения воды получаем:

-lgK_W = 14 = -lg[H⁺]+(-lg[ОH^-])

pH + pOH = 14 pH = 14 - pOH

Протекание различных химических процессов сильно зависит от реакции среды в растворе. Поэтому величина рН раствора является важнейшим показателем, который нужно контролировать.

Определение рН имеет большое значение и в биохимии: все физиологические процесс происходят при определенной рН (пипсин, рН крови = 7,4, изменение хотя бы на 0,1 – смерть, рН слюны = 6,9, рН слез = 7).

Методы определения рН:

1. химический

2. инструментальный

Простейший способ контроля рН – применение индикаторов – веществ, окраска которых зависит от величины рН. По химической природе это слабые органические кислоты или основания и отличаются тем, что их молекулярной форме присуща окраска, не совпадающая с окраской их ионной формы:

Н Инд↔Н⁺ + Инд^-

ИндОН↔ОН^- + Инд⁺

Действие индикатора основано на смещении ионного равновесия в растворе слабого электролита.

Для каждого индикатора существует диапазон рН (указывает среду), в котором наблюдается изменение окраски. Область перехода окраски каждого индикатора зависит от его константы диссоциации (табл. 50).

Таблица 50

Изменение окраски некоторых индикаторов

 

Индикатор	Область перехода окраски рН	Изменение окраски
Фенолфталеин	8,2-10	Бесцветная→малиновая
Метиловый оранжевый	3,1-4,4	Красная→желтая
Бромтимоловый синий	6,0-7,7	Желтая→синяя
Конго красный	3,0-5,0	Синяя→красная
Метиловый фиолетовый	0,2-2,0	Желтая→фиолетовая
Лакмус	5,0-8,0	Красная→синяя
Метилрот	4,2-6,3	Красная→желтая

 

Известны десятки разнообразных индикаторов как выпускаемых промышленностью, так и природных.

Для точного определения рН применяют инструментальный метод с использованием приборов – иономеров (рН-метры) (рис. 33).

Рис. 33. рН метр.

 

Согласно протеолитической теории рН и рОН связаны с константами кислотности и основности и концентрациями веществ:

HA ↔H⁺ + A^- K_a =

B + H₂O ↔ BH⁺ + OH^- K_b =

[H⁺] = √ K_a∙ c(1/z HA); [OH^-] = √ K_b ∙ c(1/z B)

pH = ½[pK_a – lgc(1/z HA)]

pOH = ½[pK_b – lgc(1/zB)]

pH = 14 + ½pK_b + ½ lgc(1/zB)]

Введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень ионизации электролита (ионизация подавляется согласно принципу Ле-Шателье).

С особым случаем влияния одноименных ионов встречаемся в так называемых буферных растворах.

Буферный раствор состоит из слабой кислоты и соли, содержащей одинаковый с ней анион или из слабого основания и соли, содержащей тот же катион (табл. 51).

Таблица 51

Примеры буферных растворов.

Кислотные буферы	Основные буферы
ацетатный буфер (рН 3,7-5,4) фосфатный буфер (рН 5,9-7,6) карбонатный буфер (рН 4,7 – 6,3) Н2СО3 + NaHCO3 цитратный буфер (рН 1,1 – 4,9) H3C6H5O7·NaOH	аммиачный буфер (рН 8,4 – 10,3) боратный буфер (рН 8,1 – 10,1)Н3ВО3 + КН2ВО3

 

Такие смеси содержат большой резерв ионных и молекулярных частиц и поэтому обладают способностью поддерживать почти постоянное значение рН при добавлении в них небольших количеств сильной кислоты или сильного основания.