Диссоциация воды. Буферные растворы

Вода является слабым электролитом и в малой степени диссоциирует по уравнению

Н₂О Û Н⁺ + ОН ^– .

Константа диссоциации воды мала и равна 1,8 ×10^-16 при 22 °С. Таким образом, из 10⁸ молекул воды распадается на ионы только одна. Поэтому концентрацию недиссоциированных молекул можно принять равной общей концентрации воды и как постоянную величину объединить с константой равновесия:

1,8×10^-16× = 10^-14 = K _В = [Н ⁺]×[ОН ^– ].

То есть в воде и разбавленных водных растворах произведение концентрации ионов водорода на концентрацию гидроксид-анионов есть величина постоянная, равная 10^-14 при 22 °С. Ее называют ионным произведением воды (K _В ).

По уравнению диссоциации в воде концентрации ионов равны

[Н⁺ ] = [ОН ^– ] = = 10^–7 моль/дм³.

Степень кислотности или щелочности раствора можно выразить концентрацией ионов [Н⁺] или [ОН ^–]. Обычно пользуются концентрацией катионов водорода, которая имеет следующие значения для растворов:

кислого [Н⁺ ] > 10^-7; нейтрального [Н⁺ ] = 10^-7; щелочного [Н⁺ ] < 10^-7.

Концентрации катионов водорода и гидроксид-анионов принято выражать в логарифмических единицах, в виде так называемых водородного показателя рНи гидроксильного показателя рОН:

рН = -lg[Н⁺] и рОН = -lg[ОН ^–].

Тогда рН различных растворов будут иметь следующие значения:

кислого раствора рН < 7; щелочного – рН > 7; нейтрального – рН = 7

Концентрации ионов Н⁺ и ОН^–, а также водородный и гидроксильный показатели связаны между собой соотношениями:

[Н⁺] =; рН + рОН = 14.

В растворах сильных электролитов активности ионов меньше их истинных концентраций, поэтому для определения рН и рОН растворов сильных кислот или сильных оснований необходимо использовать уравнения:

a (Н⁺) = [Н⁺] × f₊ ; a (OН^–) = [OН^–] × f_– .

Растворы, способные сохранять практически постоянным значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств сильной кислоты или сильного основания, называются буферными.

Буферные смеси состоят из слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли. Например, (СН₃СООН + СН₃СООNa) – ацетатная буферная смесь или (NH₄OH + NH₄Cl) – аммонийная буферная смесь.

Концентрация ионов водорода в буферной смеси слабой кислоты и ее соли равна, моль/дм³:

[Н⁺] =.

Откуда рН = - lg K _к-ты – lg[кислоты] + lg[соли] = р K _к-ты – lg.

По аналогии для буферной смеси слабого основания и его соли

рН = 14 – р K _осн + lg,

где рK _осн = -lg K _осн.

Пример 1. Рассчитать [ОН^–], если [Н⁺] = 10^-2 моль/дм³.

Р е ш е н и е

[ОН^-] = = = 10^-12 моль/л.

Пример 2. Вычислить [ОН^–] в растворе, рН которого 2,7.

Р е ш е н и е

рН = -lg[Н⁺] = 2,7, отсюда [Н⁺] = 2×10^-3 моль/дм³.

Тогда [ОН^– ] = K _B/[Н⁺] = = 10^-14/(2 ×10^-3) = 5 ×10^-12.

Решим задачу другим способом:

рОН = 14 – рН = 14 – 2,7 = 11,3; lg[ОН^–] = –11,3. Тогда[ОН^–] = 5 ×10^-12.

Пример 3. Рассчитать рН 0,02 М раствора HCl.

Р е ш е н и е

Соляная кислота является сильным электролитом, тогда расчет будем вести через активность. Определим ионную силу раствора:

I = 1/2 (0,02×1² + 0,02×1²) = 0,02.

Коэффициент активности при этой ионной силе f _± = 0,91 (см. табл. 4). Тогда

а (Н⁺) = 0,02 × 0,91 = 0,0182.

Отсюда рН = – lg а (Н⁺) = –lg0,0182 = 1,74.

Пример 4. Вычислить рН буферного раствора, содержащего 0,02 М раствор СН₃СООН и 0,01 М раствор СН₃СООNa в 1 дм³. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8 × 10^-5.

Р е ш е н и е

рН = рK _к-ты– lg = - lg K _к-ты – lg (0,02/0,01) =

= - lg (1,8×10^-5) – 0,3 = 4,44.