23… Фазовая диаграмма воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Способы измерения и расчета рН и рОн.

Фа́зовая диагра́мма воды — диаграммы, выражающие зависимость сост-я с-мы и фазовых равновесий в ней, от внешних условий и от её состава.

3 кривые разделяют диаграмму на области, каждая из которых отвечает 1му агрег. сост. Каждая область имеет 1 фазу(однофазно) =>кол-во степеней своб. =2

Ионное произведение воды

Вода также диссоциирует, хотя и в небольшой степени:

H2O " H+ + ОН-

Константа диссоциации для этого процесса равна:

К = ([H+]*[OH-])/[H2O]

Концентрация недиссоциированных молекул воды равна общему числу моль в 1 л воды, т. е. [H2O] = 1000/18 = 55,56 моль и [H+]*[ОН-] = 10-14. Произведение концентрации ионов H+ и ОН- при определенной температуре постоянно. При температуре 25°С его называют ионным произведением воды

Концентрации ионов H+ и OH- равны, следовательно [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Раствор с одинаковыми концентрациями ионов называется нейтральным. Если [H+] > [OH-] то раствор кислый, наоборот - [H+] < [ОН-] - щелочной или основный.

Водоро́дный показа́тель, pH — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:рН = - lg[H+]

Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила:

рОН = - lg[OH-]

Для нейтральной среды рН = 7, для кислой рН < 7 и для щелочной рН > 7

Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

24… Гидролиз солей. Классификация солей по их отношению к гидролизу.

Гидролиз солей

Гидролиз солей – процесс взаимодействия ионов, образовавшихся при диссоциации соли, с молекулами воды, сопровождающийся образованием слабых электролитов и изменением рН среды. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием

Классификация солей по отношению к гидролизу:

1)Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (гидролизу не подвергаются)

2)Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

Диссоциация при растворении соли:

NH4Cl = NH4+ + Cl-

Слабому основанию - аммиаку - соответствует ион аммония NH4+, он и будет взаимодействовать с молекулами воды образуя слабый электролит:

NH4+ + H2O = NH4ОН + H+

В растворе накапливаются ионы водорода, среда кислая, рН раствора меньше 7. Такой гидролиз называется гидролизом по катиону. Полное ионное уравнение:

NH4+ + Cl- + H2O = NH4ОН + H+ + Cl-

молекулярное уравнение:

NH4Cl + H2O = NH4ОН + HCl

3)Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием

имеют щелочную реакцию. Например при растворении в воде цианида калия он полностью диссоциирует (все соли сильные электролиты):

KCN = K+ + CN-

Образующиеся в результате диссоциации ионы калия соответствуют сильному электролиту КОН, а цианид-ионы - слабой циановодородной кислоте HCN. Ионы водорода, образовавшиеся в результате диссоциации молекул воды, связываются цианид-ионами в молекулы HCN, в результате в растворе накапливаются ионы гидроксила:

H2O = H+ + OH-

CN- + H+ = HCN

Обычно эти два процесса при записи объединяют, получая сокращенное ионное уравнение гидролиза:

CN- + H2O = HCN + OH-

рН этого раствора больше 7. Такой гидролиз называется гидролизом по аниону. Для него можно записать полное ионное:

K+ + CN- + H2O =K+ + HCN + OH-

и молекулярное уравнение:

KCN + H2O = KOH + HCN