Ионное произведение воды. Водородный показатель

РАСТВОРЫ

4.9 Ионное произведение воды. Водородный
показатель (рН)

    
Вода является слабым электролитом и 
диссоциирует  по  уравнению:  
H2O ó
H+ + OH. Выражение для

константы диссоциации  имеет вид:    
Кдис =
[
H+]рав [OH]рав  =1,8 10-16

                                                                                                    [H2O ]рав.

Значение Кдис  воды определили экспериментально по измерению
удельной электропроводности  при Т = 25 оС.
  Чистая вода практически не
проводит электрический ток, т.е. άдис(H2O) << 1,  поэтому 
можно принять, что

 [H2O
]рав = [H2O]нач.  Рассчитаем молярную концентрацию чистой воды,
зная, что 1л воды  весит 1 кг (ρ
=1кг/л):

                См(H2O) =   
      m (H2O)       
   =         1000 г                    = 
55,6 моль/ л.

                                  M (H2O) * V (H2O)          18 г/моль*  1 л       

Подставим полученное значение См(H2O) в уравнение для Крав::

Крав
*
55,6  = Кw  
= [H+] [OH] = 10-14
, где Кw  – ионное произведение воды.

    
В чистой воде   [H+] [OH] = 1 10-14 ,
тогда  [H+] = [OH] = 10-7 моль/л.

    
В водных растворах кислот   [H+] > [OH]  или  [H+] > 7 моль/л,
среда кислая.

    
В  водных растворах щелочей и
оснований [H+] < [OH],
[H+] < 7
моль/л, среда основная или щелочная.

    
При растворении в воде любых по природе веществ остается неизменным    [H+] [OH] = 1 10-14
 .

    
Для удобства выражения реакции среды водных растворов был введен
специальный термин, который назвали водородным показателем (рН).  рН – отрицательный десятичный логарифм
молярной концентрации ионов водорода:    

рН = — lg [H+].

Иногда пользуются также
показателем  рОН – отрицательный
десятичный логарифм молярной концентрации ионов гидроксила.                                                      рОН = — lgH]

                                               
В нейтральной среде     рН = 7
;        рОН = 7,    рН  +
рОН = 14

                                               
В кислой среде              рН
< 7  ;        рОН < 7,    рН  +
рОН = 14

                                               
В щелочной среде         pH > 7  ;       
рОН < 7,    рН  + рОН = 14

 

 

ШКАЛА   
рН

0―――――――――――――――――――7―――――――――――――――――――14

                         
←――   кислая
среды                                   нейтральная среда                                        
щелочная среда   
――→

                
растворы кислот                                                        
чистая вода                                        
растворы оснований, щелочей

    
Кислотность и щелочность (рН) является важнейшей характеристикой всех
водных растворов и естественных водных объектов (реки, озера, моря, океаны ).
рН контролирует скорость  многих
химических, биологических и биохимических процессов, играет важную роль в
медицине, в технологии пищевой и перерабатывающей промышленности.

      Пример 1 
Рассчитайте
рН раствора, в 500 мл которого  содержится 0,245 г серной кислоты. Степень
диссоциации кислоты равна 1.

      Решение:
Уравнение диссоциации кислоты:
H2SO4 <=> 2H+ + SO4-2

     Выражение
для  расчета рН:       рН = —
lg CM
(H+),   где   CM (H+) = n (H+) * άдис
*
CM (кислоты).

    Рассчитаем
CM (кислоты) = 0,245 / 98 * 0,5 = 0,05
моль/л

    Тогда рН =
lg  ( 1 * 2 * 0,05)
= 
lg 0,1 = 1.

Пример 2  Рассчитайте рН 5,6% раствора КОН, степень диссоциации  щелочи
в растворе составляет  0,9.
Плотность  раствора равна 1,02 мл/л.

      Решение:
Уравнение диссоциации щелочи: КОН <=> К+ + ОН

     Выражение
для  расчета рН в растворах щелочей
:       рН = 14 – рОН = 14 –  (-
lg  H) * άдис
*
CM (КОН)).

     
Рассчитаем
CM (КОН) = 12 * 1,02 / 56 * 0,1
= 1,02 моль/л

     Тогда рН
= 14 —
lg  ( 0,9 * 1 * 1,02)
= 13.

ЗАДАЧИ

  1. Рассчитайте
    концентрацию ионов водорода в растворе, если: а) рН=4; б) рОН = 11; в) рН
    = 12;   г) рН = 8.
  2. Рассчитайте рН и рОН
    раствора, в которых концентрация ионов Н+ составляет: а)10-3;
    б)10-11; в)10-5; г) 10-1.
  3. Во сколько раз
    различается концентрация ионов ОН в растворах: а) рН=3 и рОН =
    2;

      б) рН =14 и рОН = 11; в) рН = 5 и рОН =
5; г) рН = 4 и рОН = 10.

  1. Рассчитайте молярную
    концентрацию растворов НCI,
    водородный показатель которых равен: а) рН =3; б) рН = 5.
  2. Вычислите рН  0,1
    М растворе НF.
  3. Вычислите рН в 0,1 М растворе сернистой кислоты, учитывая
    только 1-ю ступень диссоциации.
  4. Вычислите рН и степень
    диссоциации в 0,002 М растворе HCIO.
  5. Вычислите рН и степень
    диссоциации в 0,02 М растворе HNO2.
  6. Вычислить константу
    гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
  7. Определите рН 0,02 М. раствора  Н2СО3, учитывая
    только первую ступень диссоциации.
  8. Сравните  рН среды 
    в 0,1 М и 0,001 М растворах HCN.
  9. Рассчитайте рН в
    растворе Sr(ОН)2,
    если 200 мл этого раствора содержат 0,074 г гидроксида кальция. Степень
    диссоциации электролита равна 1.

 

5 
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей это реакция обмена ионов соли с водой, в результате которой
изменяется кислотность раствора. Гидролиз – процесс обратный реакции
нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и
необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.

 

Реакция нейтрализации       
2KOH  +  H2SO3   =  K2SO3   +   2H2O               2OH +  H2SO3   = 2H2O  +   SO32 

                                              сильный       слабый          сильный      слабый

Реакция гидролиза              K2SO3+ H2O
= KOH + KHSO3                                            SO32-
+ HOH = HSO3  
+  OH

 

     При гидролизе смещается равновесие
диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н+ или ОН)
в слабый электролит соли. При связывании ионов Н+ в растворе
накапливаются ионы ОН, реакция среды будет щелочная, а при
связывании ионов ОН накапливаются ионы Н+ — среда
будет кислая.

Разберем случаи гидролиза,
пользуясь понятиями "слабый" и "сильный" электролит.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз
протекает по аниону). Это имеет место при
гидролизе соли СН3СООК. Ионы соли СН3СОО
и К+ взаимодействуют с ионами Н+  и ОНиз воды. При этом
ацетат-ионы (СНзСОО) связываются с ионами водорода (Н+)
в молекулы слабого электролита уксусной
кислоты (CHзCOOH), а ионы ОНнакапливаются
в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы  К+ 
не могут связать ионы ОН(КОН является сильным
электролитом), pH >7.

                           СН3СООК + H2OКОН + СН3ООН                       молекулярное уравнение

К+ + СН3СОО + НОН K+ + ОН + СН3СООН       полное 
ионное уравнение

   СН3СОО
+ НОН ОН + СН3СООН                        сокращенное  ионное уравнение

         Гидролиз соли
Na2S протекает ступенчато. Соль
образована сильным основанием и слабой двухосновной кислотой. В этом случае анион соли S2 связывает ионы  Н+
 воды, в растворе накапливаются
ионы ОН. Уравнение в ионной и молекулярной форме по первой
ступени имеет вид

                               1-я ступень              S2−  + НОН
HS + ОН              сокращенное уравнение

                                                         
Na2S + Н2О
NaHS + NaOH            молекулярное уравнение

Вторая
ступень гидролиза практически не проходит при обычных условиях, так как,
накапливаясь, ионы ОН сообщают раствору  с и л ь н о щ е л о ч н у ю  реакцию, что приводит к реакции
нейтрализации, сдвигу равновесия влево.                                    

2-я ступень               HS+ НОН
H2S + ОН
          сокращенное уравнение

                                                                 
NaHS +
Н2О
NaOH + H2S            молекулярное уравнение

     
Соль образована слабым основанием и сильной кислотой
(гидролиз протекает
по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH4Cl (NH4ОH слабое основание, НСl
сильная кислота). Отбросим ион Сl,
так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза
примет следующий вид:

NH4+ +
НОН ↔ NH4OH + Н+                       
сокращенное   уравнение

                                            NH4Cl + Н2О NH4OH + НСl              молекулярное уравнение

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН
воды связываются в слабый электролит, 
ионы Н+ накапливаются в
растворе и  cреда становится кислой  pH <7.

       Гидролиз соли Zn(NO3)2 протекает
ступенчато по катиону слабого основания.

                 1-я
ступень                Zn2+ +
НОН ↔ ZnOH+ + H+        сокращенное уравнение

                                               Zn(NO3)2 +
Н2О ↔ ZnOHNO3
+ HNO3     молекулярное уравнение

ионы ОН связываются в слабое
основание,  ионы Н+ накапливаются.

Вторая ступень гидролиза практически не происходит при обычных
условиях, так как в результате накопления 
ионов H+  в растворе создается   с и л ь н о к и с л а я   среда и гидроксид цинка растворяется .

             2-я ступень           ZnOH+  + НОН ↔ Zn(OH)2 + H+       сокращенное 
уравнение

                                         ZnOHNO3 + Н2О ↔ Zn(OH)2 + HNO3      молекулярное уравнение

    Соль образована слабым
основанием и слабой кислотой
(гидролиз протекает по катиону и аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН3СООNH4 .  Запишем уравнение в ионной форме, 
pH ≈ 7
:

                                          NH4+ +
CH3COO + НОН ↔ NH4OH + СН3СООН

Образуются слабое основание и
слабая кислота, степень диссоциации которых примерно одинакова, поэтому при
протекании  гидролиза среда раствора
будет  нейтральная.

      Необратимый гидролиз протекает
для солей, которые образованы слабым основанием и слабой кислотой. В этом
случае гидролиз протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования
слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. Именно гидролиз является
причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя, например
CuCO3, AI2S3  и др. Необратимо протекает гидролиз, если
одновременно ввести в раствор соль, образованную  тяжелым металлом, и соль, образованную слабой
летучей кислотой,  например,

2AICI3
+3Na2S + H2O =  Al2S3
+6NaCI

Гидролиз соли Al2S3 протекает полно и
необратимо, так как в продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и
газа:                                  Al2S3 + 6Н2О2S
+
l(ОН)3

    
Разбавление и нагревание растворов усиливает гидролиз солей, т.е.  происходит 
активизация последующих ступеней гидролиза, что в конечном счете
приводит к  образованию слабого основания  и 
слабой кислоты:

Пример 1. Гидролиз Fе(СНзСОО)3 на
холоде протекает с образованием
FеОН(СН3СОО)2,
а при кипячении получается осадок
Fе(ОН)2СН3СОО
и даже
Fе(ОН)3.

Пример 2. Если в раствор Fe2(SO4)3 добавить  раствор карбоната калия, то в результате
гидролиза  выпадет осадок
Fе(ОН)3
и будет выделяться углекислый газ.

Fe2(SO4)3 +2СО3 +2О 2Fе(ОН)3 + 3СО2 + 3K2SO4 молекулярное уравнение

2Fe+3 + 3СО32-
+ 3НОН = 2
Fе(ОН)3↓ + 3СО2                          сокращенное уравнение

Соль образована сильным основанием и
сильной кислотой
(гидролизу не подвергается).
При растворении в воде нитрата калия среда раствора не меняется, т.е. остается
нейтральной,   рН=7.

                                                             
КNО3 + H2O
↔ КОН + HNO3,  

K+ + NО3 + НОН
К+  + ОН + Н+ + NО3.

 

ЗАДАЧИ

  1. Какая среда (щелочная,
    кислая или нейтральная) будет в водных растворах следующих солей: АlСl3, KNO3, CuSO4, Na2CO3, (NH4)2S? Напишите уравнения
    гидролиза в полной и сокращенной ионной формах, укажите рН.
  2. Какие соли
    подвергаются гидролизу: BaCl2,
    Рb(NО3)2,
    К3РO4,
    Na2CO3, ZnBr

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.