Лекция 10 Вода. Водородная связь. Водородный показатель, его расчёт в растворах сильных и слабых электролитов. Водородный показатель

Для характеристики кислотно-основных свойств растворов используют водородный показатель рН, равный отрицательному значению десятичного логарифма активности ионов водорода. Аналогично рассчитывают гидроксильный показатель рОН, равный отрицательному значению десятичного логарифма активности ионов гидроксила.

рН = -lga_H+ ; pOH = -lga_OH- .

Активности ионов водорода и гидроксила связаны между собой равновесием диссоциации воды:

Н₂О  Н⁺ + ОН^.

Константу равновесия называют ионным произведением воды. При 298 К она равна 10^14.

K_W = a_H+  a_OH- = 10^14.

Логарифмированием уравнения получаем:

рН + рОН = 14.

В чистой воде (нейтральная среда) рН = рОН = 7. В кислой среде рН  7, в щелочной среде рН  7.

Расчёт рН в растворах сильных кислот и оснований

Для сильных кислот и щелочей, полностью диссоциированных на ионы, Н⁺ = zC_к и ОН^ = zC_щ, где С_к и С_щ - моляльные концентрации кислоты и, соответственно, щелочи, z - основность кислоты или кислотность основания.

Разбавление раствора сильного электролита учитывают в кислой и щелочной среде соответственно по уравнениям

в кислой среде: рН₂ = рН₁ + lgn ;

в щелочной среде: рН₂ = рН₁ - lgn . ¹

Однако следует учитывать, что при любом разбавлении кислого раствора рН₂  7, а при разбавлении щелочного раствора рН₂  7. Поэтому в среде, близкой к нейтральной, в интервале значений рН₁ = 7  lgn, необходимо принять во внимание диссоциацию воды, в результате которой образуются ионы Н⁺ и ОН^. Рассмотрим разбавление щелочного раствора М(ОН)_Z в n раз. Согласно условию электронейтральности, суммарные эквивалентные концентрации катионов и анионов равны между собой:

Н⁺ + zM^Z+ = OH^ .

Учитывая формулу (2.2), сильное разбавление (_i = 1) и M^Z+ = С_щ, получаем:

ОН^ = zС_щ + 10^14ОН^ .

Для кислого раствора аналогично можно вывести формулу:

Н⁺ = zС_к + 10^14Н⁺ .

После разбавления С_к = С_к/n или С_щ = С_щ/n, а концентрации ионов Н⁺ или ОН^ находят решением квадратных уравнений:

в кислом растворе Н⁺² - zC_кН⁺/n - 10^14 = 0 ;

в щелочном растворе ОН^² - zС_щОН^/n - 10^14 = 0 .

Н⁺ = zС_к/2n +  z²С_к²/4n² + 10^14  10^7 + zС_к/2n ;

ОН^ = zС_щ/2n +  z²С_щ²/4n² + 10^14  10^7 + zC_щ/2n;

Смешивание растворов сильных кислот и оснований рассчитывают исходя из двух возможных вариантов.

1. рН₁7 и рН₂7 или рН₂7 и рН₂7, то есть смешивают два кислых или два щелочных раствора. Для расчета конечной концентрации суммируют числа молей одноименных ионов и объемы растворов. Учитывая, что число молей равно произведению молярной концентрации на объем, получаем для кислых растворов

Н⁺₃ = (Н⁺₁V₁ + H⁺₂V₂) / (V₁ + V₂) .

Для щелочных растворов Н⁺ в (2.12) заменяют на ОН^.

2. рН₁7, а рН₂7, то есть смешивают кислый и щелочной растворы. В этом случае конечную концентрацию раствора рассчитывают по веществу, взятому в избытке. Предположим, что в избытке взята кислота. Тогда получаем:

H⁺₃  (H⁺₁V₁  OH^₂V₂) / (V₁ + V₂) .