Ионное произведение воды. Водородный показатель среды

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает незначительной электрической проводимостью. Это может быть объяснено тем, что молекулы воды частично распадаются на ионы, т.е. Н₂О является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды протекает согласно следующей схемы

2Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

или упрощенно

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Применяя закон действия масс к процессу диссоциации воды, имеем:

К_Д = [H⁺][OH^-] / [H₂O] или K_Д∙[H₂O] = [H⁺][OH^-],

где К_Д – константа диссоциации (величина табличная).

Поскольку на ионы диссоциирует небольшая часть молекул воды (распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул), то ее концентрацию можно считать неизменной и постоянной. Обозначая K_Д∙[H₂O] через К_В, получаем:

К_В = [H⁺][OH^-], (6)

где К_В – ионное произведение воды.

Ионное произведение воды показывает, чему равно произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде.

Значение К_В зависит только от температуры. Установлено, что при 22⁰С ионное произведение воды К_В=10^-14.

Так как в соответствии с уравнением диссоциации концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в воде одинаковы, то их можно определить

[H⁺] = [OH^-] = = 10^-7 моль/л. (7)

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы Н⁺ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН^- - носителями основных свойств. Поэтому, раствор будет нейтральным, когда С_Н+ = С_ОН- = 10^-7 моль/л; кислотным, когда С_Н+ > С_ОН- > 10^-7 моль/л, и основным, когда С_Н+ < С_ОН- < 10^-7 моль/л.

При изменении кислотности раствора ионное произведение воды остается постоянным: при подкислении раствора повышается концентрация ионов водорода, но во столько же раз уменьшается концентрация гидроксил-ионов; при подщелачивании раствора возрастает концентрация гидроксильных ионов, но соответственно уменьшается концентрация ионов водорода.

Зная концентрацию ионов водорода, легко найти концентрацию гидроксид-ионов, и наоборот.

ПРИМЕР 5. Определить концентрацию ионов водорода, если концентрация гидроксид-ионов равна 10^-9 моль/л.

РЕШЕНИЕ. Используя формулу (6), имеем [H⁺] = K_B / [OH^-].

[H⁺] = 10^-14 / 10^-9 = 10^-5 моль/л.

ОТВЕТ: [H⁺] = 10^-5 моль/л.

Оперировать числами с отрицательным показателем степени неудобно, поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначаемая рН.

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода в растворе.

рН = - lg [H⁺] (8)

Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При 22⁰С в нейтральной среде рН = 7, в кислой среде рН < 7 и в щелочной среде рН > 7.

Аналогично отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов называется гидроксильным показателем и обозначается рОН.

рОН = - lg [OH^-] (9)

При 22⁰С в нейтральной среде рОН = 7, в кислой среде рОН > 7 и в щелочной среде рОН < 7.

Из выше сказанного следует, что с увеличением кислотности раствора значение рН уменьшается, значение рОН возрастает, а их сумма всегда равна 14.

рН + рОН = 14 (10)

Зная рН среды, можно легко рассчитать рОН среды, и наоборот.

ПРИМЕР 6. Рассчитать рН раствора и определить характер среды, если рОН = 8.

РЕШЕНИЕ. Используя формулу (10), получаем рН = 14 – рОН = 14 – 8 = 6.

Так как рН < 7, следовательно, раствор имеет кислую среду.

ОТВЕТ: рН = 6, среда кислая.

ПРИМЕР 7. Рассчитайте рН 0,01 М раствора NH₄OH при 25⁰С.

РЕШЕНИЕ. Гидроксид аммония – слабый электролит и диссоциирует обратимо: NH₄OH ↔ NH₄⁺ + ОН^-.

Значение К_Д находим в приложении; К_Д (NH₄OH) = 1,8∙10^-5.

Равновесную концентрацию ионов ОН^- находим из формулы (4)

[ОH^-] = = = 4,24∙10^-4 моль/л.

По формуле (9) определяем гидроксильный показатель

рОН = - lg [OH^-] = - lg [4,24∙10^-2] = 3,37.

Используя формулу (10) определим рН раствора

рН = 14 – рОН = 14 – 3,37 = 10,63.

ОТВЕТ: рН = 10,63.

 

Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы Н⁺ и ОН^- непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина рН может служить критерием силы кислоты и основания. В ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации концентрация ионов водорода выше (рН ниже). Для оснований подобная зависимость имеет обратный характер.

С определением кислотности среды приходится иметь дело на химических предприятиях и в химических лабораториях; в кондитерском и хлебопекарном производстве. Существенно влияние на урожайность оказывает рН почвы, на экологию водоема – рН воды.

Способы определения рН среды..

Химическим путем рН раствора можно определить при помощи кислотно-основных индикаторов.

Кислотно-основные индикаторы – органические вещества, окраска которых зависит от кислотности среды.

Наиболее распространенными индикаторами являются лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин. Лакмус в кислой среде окрашивается в красный цвет, в щелочной – в синий. Фенолфталеин в кислой среде - бесцветный, в щелочной окрашивается в малиновый цвет. Метиловый оранжевый в кислой среде окрашивается в красный цвет, а в щелочной – в желтый.

В лабораторной практике часто смешивают ряд индикаторов, подобранных таким образом, чтобы цвет смеси изменялся в широких пределах значений рН. С их помощью можно определить рН раствора с точностью до единицы. Эти смеси называют универсальными индикаторами.

Имеются специальные приборы – рН–метры, с помощью которых можно определить рН растворов в диапазоне от 0 до 14 с точностью до 0,01 единицы рН.

 

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие процесса диссоциации воды и, соответственно, изменяется рН среды. Это объясняется тем, что соли реагируют с водой.

Гидролиз солей – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды.

Рассмотрим процесс гидролиза в зависимости от природы оснований и кислот, образующих соль.

 

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями (NaCl, KNO₃, Na₂SO₄ и др.).

Допустим, что при взаимодействии хлорида натрия с водой происходит реакция гидролиза с образованием кислоты и основания:

NaCl + H₂O ↔ NaOH + HCl

Для правильного представления о характере этого взаимодействия запишем уравнение реакции в ионном виде, учитывая, что единственным слабодиссоциирующим соединением в этой системе является вода:

Na⁺ + Cl^- + HOH ↔ Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-

При сокращении одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения остается уравнение диссоциации воды:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Как видно, в растворе нет избыточных ионов Н⁺ или ОН^- по сравнению с их содержанием в воде. Кроме того, никаких других слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений не образуется. Отсюда делаем вывод, что соли, образованные сильными кислотами и основаниями гидролизу не подвергаются, а реакция растворов этих солей такая же, как и в воде, нейтральная (рН=7).

 

При составлении ионно–молекулярных уравнений реакций гидролиза необходимо:

1) записать уравнение диссоциации соли;

2) определить природу катиона и аниона (найти катион слабого основания или анион слабой кислоты);

3) записать ионно-молекулярное уравнение реакции, учитывая, что вода - слабый электролит- и что сумма зарядов должна быть одинаковой в обеих частях уравнения.