Водородный показатель ( pH )

При равенстве концентраций [H⁺] и [ OH^- ] в нейтральной среде

[H⁺] = [ OH^- ] = 10^–7

В кислой среде концентрация ионов водорода должна быть больше, чем 10^–7 моль/л , то есть 10^–6, 10^–5,.....10^–1; а в щелочной среде – концентрация [H⁺] меньше, чем 10^–7, то есть 10^–8 , 10^–9… 10^–14. Кислотность среды выражается величиной водородного показателя рН, рассчитанной по формуле:

рН = – lg[H⁺]

10^-1… 10^-5 10^-6 10^-7 10^-8 10^-9… 10^-14

кислая ← [H⁺] → щелочная

нейтральная

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH

Щелочность среды выражается величиной рОН, значение которой рассчитывается по формуле рОН = – lg[ОH^–]. В кислой среде рН< 7, рОН>7, в щелочной среде рН>7, рОН< 7. Зная рН, легко вычислить рОН, поскольку

рН + рОН = 14.

Для качественной оценки кислотности среды применяют индикаторы.

Индикаторы представляют собой слабые органические кислоты или основания, недиссоциированные молекулы и ионы которых имеют различную окраску. Лакмус, например, представляет собою азолитминовую кислоту, молекулы которой красного, а анионы – синего цвета:

HInd ⇄ H⁺ + Ind^-

красный синий

← [H⁺]

[OH^-] →

В кислой среде лакмус окрасит раствор в красный цвет, а в щелочной – в синий.

Фенолфталеин относится к одноцветным индикаторам и меняет свою окраску от бесцветного (в кислой и нейтральной средах ) до малинового (в щелочной):

HInd ⇄ H⁺ + Ind^-

бесцветный малиновый

← [H⁺]

[OH^-] →

Каждый индикатор имеет свою специфическую область перехода окраски. Более точно рН определяют универсальным индикатором. Наиболее точное значение рН растворов измеряют на приборах – рН-метрах.

Произведение растворимости ( пр)

Абсолютно нерастворимых осадков не существует, любой осадок хоть незначительно, но растворяется, а растворенная часть полностью диссоциирована на ионы:

AgCl_тв⇄ AgCl_{(раствор)} = Ag⁺ + Cl^–;

Между осадком и ионами в растворе устанавливается равновесие: AgCl_тв⇄ Ag⁺ + Cl^–, которое количественно описывается величиной константы равновесия, называемой произведением растворимости:

ПР = [Ag⁺]·[Cl^–]

Произведение растворимости – произведение концентраций ионов в насыщенном растворе трудно-растворимых веществ при данной температуре. Это величина постоянная для данного вещества и зависит только от температуры.

Например, для Ag₂S↓⇄2Ag⁺ + S^2– , ПР = [Ag⁺]²·[ S^2–];

для Ag₃PO₄↓⇄ 3Ag⁺ + PO₄^3–, ПР = [Ag⁺]³·[ PO₄^3–].

Условия образования осадков: если произведение концентраций ионов в исходных растворах больше произведения растворимости, то при сливании этих растворов осадок образуется, если произведение концентраций ионов меньше произведения растворимости, осадок не образуется, если же произведение концентраций ионов равно произведению растворимости образуется насыщенный раствор.

Факторы, влияющие на растворимость осадков

1. Добавление одноименного иона

2. Солевой эффект

3. Присутствие сильной кислоты

Влияние добавления одноименного иона на растворимость осадка

Добавление одноименного иона приводит к уменьшению растворимости осадка и соответствующему уменьшению концентрации ионов.

Пример. Вычислить концентрацию ионов [Ba²⁺] :

а) в насыщенном водном растворе;

б) в растворе, содержащем кроме того 0,1 моль/л Na₂SO₄;

а) BaSO₄ ⇄ [Ba²⁺]·[SO₄^2–] ; ПР = [Ba²⁺]·[SO₄^2–]

Обозначим: [Ba²⁺] = [SO₄^2–] = x, тогда ПР = [Ba²⁺]·[SO₄^2–] = x²;

ПР = x² = 1,08·10^–10; x = [Ba²⁺] = = 1,04·10^–5моль/л;

б) если [SO₄^2–] = 10^–1моль/л, то

[Ba²⁺] = моль/л., то есть

Влияние добавления постороннего сильного электролита на растворимость осадка (солевой эффект).

Добавление сильных электролитов к растворам трудно-растворимых веществ приводит к повышению растворимости - солевому эффекту.

Для сильных электролитов степень диссоциации α - кажущаяся, и концентрация ионов заменяется их активностью:

a_(иона) = C_(иона) ·ƒ; тогда в выражении ПР появляются коэффициенты активности ионов. Например, для BaSO₄:

ПР = [Ba²⁺]·ƒ _Ba²⁺ [SO₄^2–]·ƒ _SO4^2–;,

Примем концентрацию [Ba²⁺] за x , тогда концентрация [SO₄^2–] также равна x. Подставим в выражение произведения растворимости и получим:

[Ba²⁺][SO₄^2–] = x = .

Чем меньше f, тем больше концентрация ионов в растворе (больше растворимость). Величина f, в свою очередь зависит от ионной силы раствора:

lgƒ = ; ;

при μ ≤ 0,005 lg f = – 0,5z² ;

Пример. Во сколько раз растворимость BaSO₄ в 0,1 М растворе КNО₃ больше, чем в чистой воде?

Сильный электролит КNО₃ создает ионную силу в растворе:

μ = ½{[K⁺]·1² + [NO₃^–]·1²} = ½(0,1 + 0,1) = 0,1;

Коэффициент активности можно найти из таблицы 1.

Таблица 1.

Значения коэффициентов активности

Ионная сила, μ	однозарядные ионы	двухзарядные ионы	трехзарядные ионы	четырехзарядные ионы
0,001	0,96	0,86	0,73	0,56
0,005	0,92	0,72	0,51	0,30
0,01	0,89	0,63	0,39	0,19
0,05	0,81	0,44	0,15	0,04
0,01	0,78	0,33	0,08	0,01

= 0,33; [Ba²⁺] = [SO₄^2–] = x;

x = 3,2·10^–5 моль/л;

Концентрация [Ba²⁺] в отсутствие постороннего электролита (в воде) составляет [Ba²⁺] = = 1,04·10^–5моль/л. Сравнение полученных величин 3,2·10^–5/1,04·10^–5 ≈ 3, показывает, что растворимость повысилась в 3 раза.