double arrow

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

Постоянство Кw, 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 кислыхрастворах 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 КW = +][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:

НАс ↔ Н+ + Ас-

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.



Сейчас читают про: