4.2.5. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Нейтральная, кислая и основная среды

Вода является очень слабым электролитом. Электролитическая диссоциация воды выражается следующим уравнением:

Н₂О <=> Н⁺ + ОН^-

Это обратимый процесс. Константа диссоциации воды запишется:

K_Д = ,

умножим левую и правую части выражения на [H₂O],

тогда = [Н⁺]∙[ОН^-],

где = К_д∙[H₂O] называется ионным произведением воды – это практически постоянная величина.

Это уравнение показывает, что при постоянной температуре произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.

При 22⁰С [Н⁺]∙[ОН^-] = 10^-14 мол/л. В воде [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 мол/л.

В зависимости от концентрации ионов водорода различают нейтральную, кислую и основную (щелочную) среду (растворы).

Растворы, в которых [Н⁺] = 10^-7 мол/л – нейтральные растворы. В нейтральных растворах присутствуют ионы H⁺ и OH^-. Концентрации ионов равны 10^-7 мол/л.

Растворы, в которых [Н⁺] > 10^-7 мол/л – кислые растворы. В кислых растворах присутствуют ионы H⁺ и OH^-. Однако концентрация ионов H⁺ (например, 10^-6, 10^-5 и т.д.) выше концентрации OH^- (например, 10^-8 , 10^-9 )

Растворы, в которых [Н⁺] < 10^-7 мол/л – щелочные растворы. В щелочных растворах присутствуют ионы H⁺ и OH^-. Однако концентрация ионов H⁺ (например 10^-8, 10^-9 и т.д.) ниже концентрации OH^-.

В 0,01 М растворе HCl при 25⁰С [Н⁺] = 0,01 = 10^-2 мол/л, т.к. HCl – сильный электролит и a = 1. При этом концентрация гидроксид ионов: [ОН^-]= / [Н⁺] = 10^-14 / 10^-2 = 10^-12 мол/л.

Для характеристики среды пользуются не значением концентрации ионов водорода [Н⁺], а величиной водородного показателя (рН):

рН = -lg[Н⁺]

рН = 7 – нейтральная среда,

рН < 7 – кислая среда,

рН > 7 – щелочная среда.

Для 0,01 М раствора HCl [H⁺] = 10^-2 мол/л, рН = -lg10^-2 = 2,

для 0,01 М раствора NaOH рН = -lg10^-12 = 12.

Глава 5. Реакции в растворах

5.1. Ионные уравнения. Реакции ионного обмена

Химические реакции в растворах электролитов протекают, как правило, с высокими скоростями. Большая скорость многих химических реакций в растворах объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами.

Согласно теории электролитической диссоциации в водных растворах электролиты присутствуют: сильные - в виде ионов, а слабые - преимущественно в виде недиссоциированных молекул.

Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

а) FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl.

Перепишем это уравнение для реального состояния веществ в растворе: растворимые в воде FeCl₃, NaOH, NaCl (сильные электролиты) в виде ионов, а нерастворимый в воде Fe (OH)₃ (слабый электролит) в молекулярном виде:

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃ + 3Na⁺ + 3Cl^{- .}

Это ионное уравнение реакции (полное ионно-молекулярное уравнение). Исключим из обеих частей ионного уравнения одноименные ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции. В окончательном виде получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение реакции:

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃.

Как видно из этого уравнения, реакция сводится к взаимодействию ионов Fe³⁺ и OH,^- в результате чего образуется осадок Fe(OH)_3.

При смешении растворов, содержащих ионы Fe³⁺ и ионы OH^-, всегда образуется осадок гидроксида железа (III).

б) Fe₂(SO₄)₃+ 6NaOH = 2Fe(OH)₃ + 3Na₂SO₄

2Fe³⁺ + 6OH^- = 2Fe(OH)₃ ;

в) 2Fe(NO₃)₃ + 3Ba(OH)₂ = 2Fe(OH)₃ + 3Ba(NO₃)₂

2Fe³⁺ + 6OH^- = 2Fe(OH)₃ .

Из этих трех уравнений видно, что не имеет значения, в состав каких электролитов входили ионы Fe³⁺ и OH^- до их взаимодействия, но в результате получается один продукт – гидроксид железа (III).

Запишем молекулярное уравнение реакции

KCl + NaNO₃ = KNO₃ + NaCl.