5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует:

Н₂О = Н⁺ + ОН^–.

Константа равновесия этого процесса при 22 °С:

К=[Н⁺][ОН^–]/[Н₂О]=1,810^-16.

Молярная концентрация воды [Н₂О] вследствие незначительной диссоциации практически равна общей концентрации воды в 1 л:

[Н₂О] = 1000/18 = 55,56 моль/л.

Тогда [Н⁺][ОН^–]= К[Н₂O] = 1,810^-1655,56 = 10^-14 – эта постоянная величина называется ионным произведением воды.

Обозначается К_воды= [Н⁺][ОН^–].

В нейтральном растворе концентрации ионов Н⁺ и ОН^– равны между собой:

[Н⁺] = [ОН^–] = 10^-7 моль/л.

Однако только в разбавленных растворах можно пользоваться истинными концентрациями Н⁺ и ОН^–. В концентрированных растворах нужно пользоваться активными концентрациями.

Водородный показатель рН является количественной характеристикой среды раствора и вычисляется через отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов Н⁺:

pН = -lg[Н⁺].

Для нейтральных растворов [Н⁺] = [ОН^–] = 10^–7, рН = 7; для кислых – [Н⁺] > 10^–7, рН < 7; для щелочных [Н⁺] < 10^-7, рН > 7.

Гидиоксильный показатель рОН можно определить как

рОН = -lg [ОН^–].

Логарифмируя соотношение [Н⁺][ОН^-] = 10^-7 и меняя знаки на обратные, получим

рН + рОН = 14 при 22 °С.

Примеры составления задач и их решения

Задача 754

Вычислить рН 0,1М раствора циановодородной кислоты по величине ее константы диссоциации.

Решение:

Находим степень диссоциации кислоты

.

Отсюда [Н⁺]= С_м ·  = 0,1·7· 10^-5 =7·10^-6 моль/л. Водородный показатель раствора HСN

рН = - lg[Н⁺] = -lg (7·10^-6) =5,15.

Задачу можно решить и другим способом:

[Н⁺]=· С_м=. Тогда [Н⁺] = .

Задача 766

Вычислить рН 0,175 М раствора азотной кислоты.

Решение:

Азотная кислота – сильный электролит, ее активная концентрация будет отличаться от истинной. Поэтому в таких случаях надо вносить поправку на активность электролита.

Находим предварительно ионную силу раствора HNO₃:

.

В табл. 6 прил. находим коэффициент активности иона Н⁺ для вы­численной ионной силы раствора f_H+ = 0,838. Определяем активность ионов водорода:

а_H+ =f·С_м=0,838·0,175=0,147.

Вычисляем водородный показатель:

pH = -lg а_H+ = - lg 0,147 = = –(–1 + 0,1673) = 0,8327;

pH = 0,83.

При выполнении заданий рекомендуется использовать методические указания [8] и табл. 6,7 приложения.

В задачах 754–765 вычислить рН 0,1М растворов слабых электролитов по величине их констант диссоциации (табл. 7 приложения)

№ задачи	Электролит	№ задачи	электролит	№ задачи	Электролит
754 755 756 757	НСN H2S Н2СO3 NН4ОН	758 759 760 761	СН3СООН HNO2 H2О2 Н2SO3	762 763 764 765	НСООН Н2С2O4 Al(OH)3 Cu(OH)2

В задачах 766–775 вычислить рН растворов сильных электролитов с учетом их коэффициентов активности

№ задачи	электролит	Концентрация, моль/л
766 767 768 769 770 771 772 773 774 775	HNO3 HClO4 HCI НI Н2SO4 KOH NaOH LiOH Ва(ОН)2 RbOH	0,175 0,150 0,205 0,100 0,100 0,130 0,100 0150 0.100 0.200

5.5. Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов

Поскольку электролиты в растворах чаще всего образуют ионы, то для отражения сущности реакции в них используют часто так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что согласно теории диссоциации в растворах происходят реакции не между молекулами, а между их ионами.

Ионное уравнение в отличие от молекулярного уравнения относится не к одной какой-нибудь реакции между определенными, конкретными веществами, но может охватывать целую группу аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

Обменные реакции между электролитами практически необратимы и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих и газообразных соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций малорастворимые, малодиссоциирующие, газообразные вещества и неэлектролиты записывают в виде молекул, а сильные электролиты в виде ионов, на которые они диссоциируют.

Иногда встречаются и такие процессы, при которых труднорастворимые соединения находятся как среди исходных, так и конечных продуктов реакции:

BaCO₃↓ + K₂SO₄ ↔ BaSO₄ ↓ + K₂CO₃.

В подобных реакциях равновесие смещается в сторону образования того вещества, которое менее растворимо. Так как ВаСО₃ более растворим (8,95·10^-5 г-экв/л), чем BaSO₄ (9,34·10^-6 г-экв/л), то равновесие смещено слева направо.