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:
К_дис=
[H⁺]_рав [OH^—]_рав =1,8 10^-16

[H₂O ]_рав.

Значение К_дис воды определили экспериментально по измерению
удельной электропроводности при Т = 25 ^оС. Чистая вода практически не
проводит электрический ток, т.е. ά_дис(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):

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

M (H₂O) _*V (H₂O) 18 г/моль_* 1 л

Подставим полученное значение С_м(H₂O) в уравнение для К_рав::

К_рав

*55,6 = К_w= [H⁺] [OH^—] = 10^-14
, где К_w– 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 C_M(H⁺), где C_M(H⁺) = n (H⁺) _*άдис
_* C_M (кислоты).

Рассчитаем
C_M (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
_*C_M (КОН)).

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

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

ЗАДАЧИ

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 + KHSO₃SO₃^2-+ 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
+ HNO₃молекулярное 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 + HNO₃молекулярное 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)₃и будет выделяться углекислый газ.

Fe₂(SO₄)₃ + 3К₂СО₃ + 3Н₂О → 2Fе(ОН)₃↓ + 3СО₂↑ + 3K₂SO₄ молекулярное уравнение

2Fe⁺³ + 3СО₃^2-
+ 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⁻.

ЗАДАЧИ

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

No related posts.