Ионное произведение воды. Водородный показатель
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 = — lg [ОH—]
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 (ОH—) * 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.
- Рассчитайте
концентрацию ионов водорода в растворе, если: а) рН=4; б) рОН = 11; в) рН
= 12; г) рН = 8. - Рассчитайте рН и рОН
раствора, в которых концентрация ионов Н+ составляет: а)10-3;
б)10-11; в)10-5; г) 10-1. - 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.
- Рассчитайте молярную концентрацию растворов НCI, водородный показатель которых равен: а) рН =3; б) рН = 5.
- Вычислите рН 0,1
М растворе НF. - Вычислите рН в 0,1 М растворе сернистой кислоты, учитывая только 1-ю ступень диссоциации.
- Вычислите рН и степень диссоциации в 0,002 М растворе HCIO.
- Вычислите рН и степень диссоциации в 0,02 М растворе HNO2.
- Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
- Определите рН 0,02 М. раствора Н2СО3, учитывая только первую ступень диссоциации.
- Сравните рН среды в 0,1 М и 0,001 М растворах HCN.
- 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 ОН− из воды. При этом
ацетат-ионы (СНзСОО−) связываются с ионами водорода (Н+)
в молекулы слабого электролита — уксусной
кислоты (CHзCOOH), а ионы ОН− накапливаются
в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К+
не могут связать ионы ОН− (КОН является сильным
электролитом), pH >7.
СН3СООК + H2O ↔ КОН + 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 + 6Н2О → 3Н2S↑
+ 2Аl(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 + 3К2СО3 + 3Н2О → 2Fе(ОН)3↓ + 3СО2↑ + 3K2SO4 молекулярное уравнение
2Fe+3 + 3СО32-
+ 3НОН = 2Fе(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−.
- 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.
- Какие соли
подвергаются гидролизу: BaCl2,
Рb(NО3)2,
К3РO4,
Na2CO3, ZnBr