Ионное произведение воды. Водородный показатель

При составлении ионных уравнений следует помнить, что алгебраическая сумма зарядов ионов, на которые диссоциируют электролиты, равна нулю, что следует из электронейтральности как отдельных веществ, участвующих в ионной реакции, так и системы в целом.

Ионные реакции

Реакции между электролитами в растворе - это ре­акции между ионами, или ионные реакции.

Представим себе, что смешаны разбавленные растворы электролитов АВ и СD(для простоты примем, что оба электролита диссоциируют с об­разованием однозарядных ионов). В результате диссоциации электролитов в растворе будут находиться 4 вида ионов: А⁺, В^-, С⁺ и D^-, которые могут соединиться в другой комбинации, если между ними возможна реакция обмена:

Будет ли это равновесие смещено вправо, т. е. пойдет ли реаль­но реакция обмена, зависит от характера потенциальных про­дуктов реакции.

Реакция обмена между электролитами в рас­творе возможна, так как она практически необратима. Ионные реакции протекают в том случае, если один из продуктов уходит из сферы реакции:

– выпадает в осадок,

– вы­деляется в виде газа,

– является малодиссоциированным соединением.

Ионные реакции записываются с помощью ионно-молекулярных уравнений (полных и сокращенных). При этом слабые электролиты, практически нерастворимые вещества, неэлектро­литы (простые вещества, оксиды, газообразные вещества) необ­ходимо записывать в молекулярной, а сильные электролиты — в ионной форме.

Рассмотрим примеры ионных реакций в растворах электро­литов.

1. Реакцию между водными растворами нитрата серебра и хлорида калия можно записать следующим образом:

Представив сильные электролиты в ионной форме, а нераство­римое вещество - в молекулярной форме, получим:

Поскольку состояние ионов К⁺ и NО₃^- после реакции мало отли­чается от их состояния до реакции, можно приближенно счи­тать, что эти ионы не принимают участия в реакции. Сократив их в приведенном выше уравнении, рассматриваемую реакцию можно записать следующим образом:

Последнее уравнение хорошо отражает сущность реакции, ко­торая сводится к взаимодействию ионов серебра и хлора, обра­зующих АgС1, независимо от того, какие именно растворимые соли, содержащие эти ионы, были взяты для проведения реак­ции. В этом случае реакция обмена имеет место, потому что об­разуется практически нерастворимый хлорид серебра, который выпадает в осадок.

2. В реакции

уксусная кислота - слабый электролит, потому ее необходимо записать в молекулярной форме, в то время как все другие ве­щества - соляная кислота и обе соли - сильные электролиты, которые следует представить в ионной форме. Полное ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид:

а сокращенное ионно-молекулярное уравнение

показывает, что реакция обмена имеет место, так как образует­ся слабый электролит — уксусная кислота.

3. Хорошо знакомая из лабораторной практики реакция по­лучения углекислого газа

также представляет собой реакцию обмена, в которой СаСОз — малорастворимое вещество, Н₂О — слабый электролит, а СO₂ -газообразное вещество, которое не является электролитом. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение

передает сущность реакции: углекислый газ можно получать действием кислот на карбонаты. Реакция практически необ­ратима, так как СО₂ удаляется в виде газа из реакционной системы.

4. Наконец, рассмотрим случай, когда смешиваются раство­ры КNО₃ и NаС1. В этом случае образуется смесь четырех видов ионов (К⁺, NO₃^-, Nа⁺ и С1^-), которую с равным правом можно считать раствором КNО₃ и NаС1 или КС1 и Nа NО₃, т. е. реакция обмена не происходит.

Вода — очень слабый электролит, диссоциирующий по схеме:

Н₂О «Н⁺ + ОН^- (или более строго 2Н₂О «Н₃О⁺ + ОН^-)

Выражение для константы диссоциации воды:

можно представить в другой форме:

Так как диссоциирована лишь ничтожная доля молекул воды, то равновесную концентрацию недиссоциированных молекул, равную 55,5 моль/л, можно считать постоянной. Произведение двух постоянных величин K[Н₂О] можно представить в виде одной константы:

Константа К_w, равная произведению концентраций ионов Н⁺ и ОН^-, величина постоянная при данной температуре, получила название ионное произведение воды.

Постоянство К_w, требует, чтобы изменение концентрации одного из ионов, на которые диссоциирует вода, компенсирова­лось изменением концентрации другого иона в противополож­ную сторону. На основании этого, зная концентрацию ионов Н⁺ в каком-то растворе, легко вычислить концентрацию ионов ОН^- и, наоборот, зная концентрацию ионов ОН^-, легко вычислить концентрацию Н⁺:

Отсюда следует, что для характеристики кислотности рас­твора (кислый, нейтральный, щелочной) достаточно указать концентрацию ионов водорода. В чистой воде при 25°С кон­центрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны и состав­ляют:

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гид­роксид-ионов равны, называются нейтральными. В кислых растворах концентрация ионов Н⁺ выше, чем ионов ОН^-, а в щелочных - концентрация ионов Н⁺ ниже концентрации ОН^-. Поскольку концентрация ионов водорода выражается числом 10 в отрицательной степени и оперировать такой малой вели­чиной неудобно, то для характеристики кислотности растворов был введен водородный показатель рН, представляющий собой десятичный логарифм концентрации ионов водорода с обрат­ным знаком:

рН = - lg[H⁺]

Очевидно, что для чистой воды при комнатной температуре рН = 7. В кислой среде рН < 7, а в щелочной рН > 7. Зная водо­родный показатель, легко определить при необходимости и гидроксильный показатель рОН. Если К_W = [Н⁺][ОН^-] = 10^-14, то

Способы определения рН раствора

Значение рН растворов можно определять с помощью спе­циальных приборов. Для приблизительного определения рН служат кислотно-основные индикаторы, которые представляют собой слабые органические кислоты (фенолфталеин) или осно­вания (метилоранж). Действие кислотно-основных индикаторов основано на том, что диссоциированная и недиссоциированная формы индикатора имеют разную окраску. Например, фенол­фталеин в недиссоциированной форме НАс - бесцветный, а в анионной форме Ас^- - малиновый.

В зависимости от окраски молекулярной и ионной форм ин­дикаторы могут быть двухцветными (имеют окраску обе фор­мы), например метилоранж, лакмус, или одноцветными (одна из форм бесцветна), например фенолфталеин.

Если индикатор представляет собой органическую кислоту, он диссоциирует по схеме:

НА_с ↔ Н⁺ + А_с^-

где Ас - кислотный остаток этой кислоты.

При высокой концентрации ионов водорода, т. е. в кислой среде, равновесие диссоциации индикатора смещено влево, т. е. его диссоциация подавляется, причем в тем большей степени, чем меньше сила кислоты, являющейся индикатором.

Для каждого индикатора существует определенный интер­вал изменения окраски, в этом интервале концентрации иони­зованной и неионизованной форм соизмеримы и окраска инди­катора меняется в зависимости от рН раствора. За пределами этого интервала окраска индикатора остается практически по­стоянной вне зависимости от рН раствора.

Если рН исследуемого раствора оказывается за пределами интервала, в котором данный индикатор меняет окраску, то этот индикатор может лишь показать, что рН больше или меньше какого-то значения. В этом случае для определения рН следует использовать другие индикаторы, с другим интервалом изменения окраски, постепенно сужая, таким образом, интервал, в котором может быть рН исследуемого раствора.

Существуют универсальные индикаторы, представляющие собой смесь нескольких индикаторов, каждый из которых ме­няет цвет в своей области рН, поэтому цвет универсального ин­дикатора в целом изменяется в гораздо большем интервале рН. Индикаторы позволяют определять рН с точностью до несколь­ких десятых долей единицы.