Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вода является практически незаменимым растворителем в экспериментальной и прикладной химии, поэтому необходимо изучение ее свойств. Остановимся на таких понятиях как ионное произведение воды и водородный показатель pH.
Ионное произведение воды
При определенных условиях, вода может вести себя как акцептор протонов (в присутствии кислоты) или как донор протонов (в присутствии основания). Интересной особенностью воды является то, что она может подвергаться процессу самодиссоциации (автоионизации), т.е. быть одновременно и донором и акцептором протонов по отношению к самой себе.
Эта реакция – самопроизвольная диссоциация, осуществляется в небольшой степени. Ее можно упростить, если H3O + заменить на H +
H2O ↔ H + + OH —
Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:
K = [H + ]·[OH — ]/[H2O]
Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия KН2О, которая называется ионным произведением воды:
KН2О = [H + ]·[OH — ]
При температуре 25ºС ионное произведение воды KН2О = 1·10 -14 и остается постоянным в водных растворах кислот, щелочей, солей или других соединений.
KН2О = [H + ]·[OH — ] = 1·10 -14
При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.
Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.
Если осуществляется условие [H + ] = [OH — ], то раствор называется нейтральным, но обычно эти величины не совпадают, тогда при увеличении одного показателя, другой должен уменьшаться, так, чтобы их произведение оставалось постоянным (1·10 -14 )
Водородный показатель pH
Кислотно – основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H + ] и [OH — ] — переменные, и по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора.
При нейтральном характере раствора, т.е. при равенстве концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов [H + ] = [OH — ], получаем следующее выражение:
[H + ] = [OH — ] = (KН2О) 1/2 = (1·10 -14 ) 1/2 = 10 -7 М
Увеличение или уменьшение концентраций иона водорода или гидроксид — иона меняет характер среды.
Таким образом, в растворах с различным характером среды, при температуре 25ºС, выполняются следующие условия:
Нейтральная среда | [H + ] = [OH — ] = 10 -7 М |
Кислая среда | [H + ] > [OH — ], [H + ] > 10 -7 М, [OH — ] ˂ 10 -7 М |
Щелочная среда | [H + ] ˂ [OH — ], [H + ] ˂ 10 -7 М, [OH — ] > 10 -7 М |
Следует помнить, что не зависимо от характера среды, в водных растворах всегда существуют оба иона.
Выражение характера среды данным способом информативно, но сопряжено с некоторыми трудностями в случае выражения небольших значений концентрации иона водорода.
Более удобно пользоваться водородным показателем pH.
Водородный показатель pH — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода
pH = -lg[H + ] = lg (1/[H + ])
Отметим, что изменению [H + ] в 10 раз соответствует изменение pH всего на 1 единицу.
Противоположный водородному показатель — показатель основности раствора рОН
pOH = -lg[OH — ] = lg (1/[OH — ])
pH и pOH нейтрального раствора равен 7:
pH = -lg[H + ] = -lg(1·10 -7 ) = 7
Нейтральная среда | pH = pOH = 7, pH + pOH = 14 |
Кислая среда | pH ˂ pOH, pH ˂ 7, pH + pOH = 14 |
Щелочная среда | pH > pOH, pH > 7, pH + pOH = 14 |
На следующем рисунке наглядно показано зависимость характера среды от величины pH
Активность ионов водорода и гидроксид-ионов
Все рассмотренные нами представления об ионном произведении воды справедливы для случая диссоциации химически чистой воды. Если же равновесные концентрации H + или ОH — составляют большие величины, то ионное произведение воды выражается через активности ионов водорода и гидроксид-ионов:
где aH + и aOH — — соответственно активности ионов водорода и ионов гидроксила;
K ` H2O — истинная константа, значение которой не зависит от величины ионной силы раствора.
Для определения характера среды раствора существует много методов, самый простой из них – применение индикаторов. Далее приведены некоторые индикаторы и зависимость изменения их окраски от концентрации ионов водорода.
Ионное произведение воды. Водородный показатель
Теоретическое введение
Примеры решения задач
Задачи для самостоятельного решения
Теоретическое введение
Равновесие процесса диссоциации воды:
Н2О ↔ Н + + ОН —
описывается константой Кw, которая носит название “ионное произведение воды”. Ионное произведение воды равно:
Кw = [Н + ] [ОН — ] (1)
Для разбавленных водных растворов ионное произведение воды не зависит от состава раствора и постоянно при данной температуре. Так, Кw=10 — 14 для воды, миллимолярных растворов К2SO4, H2SO4 и KOH при Т=298 К. Строго говоря, постоянство Кw справедливо в случае, когда аналитические концентрации ионов заменены их активностями (лишь для малых концентраций Н + и ОН — значения концентрации и активности практически совпадают).
Процесс диссоциации Н2О идет с поглощением теплоты, поэтому при повышении температуры в интервале от 0 до 100 о С величина Кw увеличивается.
Для практических целей удобно пользоваться не концентрацией ионов водорода, а её водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом – рН. Величина рН равна:
рН = — lg[H + ]. (2)
Как выше отмечалось, более строгим является уравнение рН = – lg aН+, где aН+ – активность ионов водорода. Однако для практических целей при расчете рН разбавленных растворов обычно используется уравнение (2).
рН + рОН = 14, (3)
Для нейтральных растворов рН = 7, для кислых растворов рН 7. В аналитической практике редко приходится работать с растворами, рН которых выходит из интервала 0 ÷14. Тем не менее, в сильнощелочной среде рН может быть немного больше 14, а в очень кислой среде может принимать отрицательные значения.
Примеры решения задач
Задача 1. Вычислите рН 0,001М растворов HСl и КОН.
Решение. HСl и КОН являются сильными электролитами и в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В растворе НСl: [Н + ] = 0,001 моль/л.
рН = –lg [H + ] = –lg 0,001 = 3
В растворе КОН: [ОН – ] = 0,001 моль/л. рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,001 = 3. рН=14 – 3 = 11.
Задача 2. Рассчитайте рН раствора КОН, 350 мл которого содержат 0,0035 моль КОН.
Решение.
КОН → К + + ОН —
рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,01 = 2.
рОН + рН = 14. рН = 14 – 2 = 12
или [Н + ] = 10 –14 /[ОН – ] = 10 –14 /0,01 = 10 –12 моль/л.
рН = –lg 10 –12 = 12.
Задача 3. Вычислите молярную концентрацию раствора Ba(OH)2, если рН раствора составляет 12 при 298 К.
Решение.
Ba(OH)2 → Ва 2+ + 2ОН –
-lg [ОH – ] = 2, откуда [ОH – ] = 0,01 М.
Задача 4. Рассчитайте степень диссоциации и рН 0,01 М водного раствора аммиака при 298 К, если константа диссоциации NH4OH при указанной температуре равна 1,76·10 –5 .
Решение.
NH3 H2O ⇔ NH4 + + OH — или упрощенно: NH4ОH ⇔ NH4 + + OH —
[Н + ] = 10 -14 /[ОН — ] = 10 -14 /4,2·10 -4 = 2,4·10 -11 моль/л.
рН = –lg [H + ] = –lg 2,4·10 –11 = 10,6.
Задача 5. К 1 л 0,01М раствора CH3CОOH добавили 6 г СН3СООNa. Определите рН полученного раствора при Т = 298 К, если при указанной температуре Кд(CH3CОOH) = 1,75·10 –5 .
Решение.
Присутствие в растворе CH3CОOH сильного электролита СН3СООNa приводит к сдвигу равновесия диссоциации уксусной кислоты влево в силу действия принципа Ле Шателье. В результате степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.
n(СН3СООNa) = 6:82 = 0,073 моль.
(считаем, что объем раствора после добавления 6 г СН3СООNa не изменился).
Ацетат–ионы в растворе образуются как за счет диссоциации уксусной кислоты:
CH3CОOH ⇔ СН3СОО – + Н + ,
так и за счет диссоциации СН3СООNa:
СН3СООNa → СН3СОО — + Na +
Поскольку СН3СООNa в растворе диссоциирует полностью, то концентрацией ацетат-ионов, образующихся при диссоциации уксусной кислоты можно пренебречь, так как она мала по сравнению с величиной 0,073 моль/л. Принимаем, что:
[H + ] = 1,75·10 –5 · 0,01 / 0,073 = 2,4·10 –6 моль/л.
рН = –lg2,4·10 –6 = 5,6.
Задачи для самостоятельного решения
1. Определите величину рН 0,0001 М раствора HCl.
Ионное произведение воды. Водородный показатель рН. Способы определения рН.
Читайте также:
|