20. Ионное произведение воды, pH растворов.

К_H2O = 1^.10^-4 Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры.

При диссоциации воды на каждый ион Н⁺ образуется один ион ОН^-, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н⁺] = [ОН^-]. Используя значение ионного произведения воды, находим:

[H⁺] = [ОН^-] =  моль/л.

Таковы концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в чистой воде. Рас­смотрим, как изменится концентрация при добавлении других веществ, например, соляной кислоты, которая диссоциирует в во­де на ионы Н⁺ и Сl^-. Концентрация ионов Н⁺ в растворе станет увеличиваться, но ионное произведение воды от концентрации не зависит - в таком случае уменьшается концентрация [ОН^-].

Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация [ОН^-] увеличится, а [Н⁺] уменьшится. Концентрации [Н⁺] и [ОН^-] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот.

Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н⁺. В кислых растворах [Н⁺] > 10^-7 моль/л, в нейтральных [Н⁺] = 10^-7 моль/л, в щелочных [Н⁺] < 10^-7 моль/л.

Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным ателем и обозначая ее рН:

pН = -lg[Н⁺]. 

Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном.  Буква “р” - начальная от датского слова potenz (степень), “Н” - символ водорода.

В кислых растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, в щелочных pH > 7.

2 Ответ

Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы:

H₂O  ↔  H⁺ +  OH¯

Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H⁺ и OH¯ в воде и разбавленных водных растворах электролитов является величиной постоянной и называется ионным произведением воды (K_w)

K_w = [H⁺]  +  [OH¯] = 10^-14,

[H⁺] = [OH¯] = 10^-7 моль/л

Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH.

pH = -lg[H⁺]

Аналогично, отрицательный логарифм концентрации гидроксильных ионов обозначают pOH, однако, пользуются этим показателем значительно реже.

pH + pOH = 14

В зависимости от соотношения концентраций ионов H⁺ и OH¯ различают три вида реакции среды:

кислая среда: [H⁺] > [OH¯]; [H⁺] > 10^-7 моль/л; pH < pOH; pH < 7;

нейтральная среда: [H⁺] = [OH¯] = 10^-7 моль/л; pH = pOH = 7;

щелочная среда: [H⁺] < [OH¯]; [H⁺] < 10^-7 моль/л; pH > pOH; pH >7;

Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.

 

21. Гидролиз солей.

реакция чистой воды является нейтраль­ной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют, соответственно, кислую (рН < 7) и щелочную (рН > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию — причиной этого является гидролиз солей.

Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль), и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и сильной кислоты (например, KBr, NаNО₃) при растворении в воде не гидролизуются, и рас­твор соли имеет нейтральную реакцию.

2. Соли сильного основания и cлабой кислоты, например KClO, Nа₂СО₃, СН₃СООNа, NаСN, Nа₂S, К₂SiO₃. Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

СН₃СООNа + Н₂О СН₃СООН +NaОН

В результате реакции образовался слабый электролит — уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

СН₃СОО^- + Н₂О  СН₃СООН + ОН^-

Таким образом, раствор СН₃СООNа проявляет щелочную реакцию. При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

Nа₂S + Н₂О NaНS + NаОН

или в ионной форме                      

S^2- + Н₂О  НS^- + ОН^-.  (1)

Процесс (1) отражает гидролиз Nа₂S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошел полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

НS^- + Н₂О Н₂S + ОН^-.

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

3.  Соли слабого основания и сильной кислоты,  например Аl₂(SО₄)₃, FеСl₂, СuВr₂, NН₄Сl.

Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):

FeCl₂ + H₂O Fe(OH)Cl + HCl.            (2)

В ионном виде этот процесс можно записать так:

      Fe²⁺ + H₂O Fe(OH)⁺ + H⁺.              (3)

По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Fе(ОН)⁺ + Н₂О  Fе(ОН)₂↓ + Н⁺ .               (4)

Из реакций (2) — (3) ясно, что в результате гидролиза cолей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

4. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Аl₂S₃, Cr₂S₃, СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃. При растворении в воде таких cолей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

СН₃СООNН₄ + Н₂О СН₃СООН + NН₄ОН,

или в ионном виде: СН₃СОO^- + NН₄⁺ +Н₂О СН₃СООН + NН₄ОН.

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от отно­сительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или ще­лочную реакцию в зависимости от констант диссоциации обра­зующихся кислот и оснований.

Так, при гидролизе СН3СООNН₄ реакция раствора будет сла­бощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида ам­мония (К = 6,3∙10^-5) несколько больше константы диссоциации уксусной кислоты (К= 1,75∙10^-5).

 Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита (слабой кислоты, слабого основания, кислого или основного ионов) и изменению рН раствора. Типы солей

 Соли первого типа:

 Соли второго типа: гидролиз по аниону pH>7

 Соли третьего типа: гидролиз по катиону

 Соли четвертого типа: Оба иона соли взаимодействуют с ионами воды, образуя слабодиссоциированные электролиты, т.е. гидролиз идет и по катиону, и по аниону.

 Количественные характеристики гидролиза Степень гидролиза h – число, показывающее, какая часть от общего числа молей растворенной соли подверглась гидролизу. Чем слабее кислота и основание, входящие в ее состав, тем полнее сдвинуто равновесие гидролиза вправо и, следовательно, больше степень гидролиза. Константа гидролиза Кг определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизованной соли. Например, если представить процесс гидролиза уравнением:

 Процессы, влияющие на гидролиз Температура Концентрация Состав раствора 1. Влияние температуры на гидролиз солей При повышении температуры усиливается диссоциация воды, т.е., увеличивается концентрация ионов Н+ и ОН-. Поэтому степень гидролиза при повышении температуры возрастает. 2. Влияние концентрации на гидролиз солей При уменьшении концентрации соли (разбавлении раствора соли) степень гидролиза увеличивается.

 3. Влияние состава раствора на гидролиз солей Например, рассмотрим взаимный гидролиз двух солей: хлорида меди (II) и карбоната калия Для смещения гидролитического равновесия в растворы солей можно добавлять небольшие количества кислот и щелочей.