20. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель.

Так как вода относится к слабым электролитам, то для реакции диссоциации в состоянии равновесия справедливо выражение:

- константа равновесия

Так как =55,0 моль/л при температуре 22 C, постоянная величина

]

– ионное произведение воды, =10^-7 при температуре 22С.

В чистой воде или нейтральном растворе

[H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л

В кислой среде

[H⁺] > 10^–7, [OH^–] < 10^–7

В щелочной среде

[H⁺] < 10^–7, [OH^–] > 10^–7

Для расчета концентрации ионов Н⁺ или ОН^– используют значение отрицательного логарифма, который называется водородным или гидроксильным показателем соответственно

рН = –lg[H⁺] pOH = –lg[OH^–]

Так как [H⁺]  [OH^–] = 10^–14, то для водных растворов выполняется соотношение

рН + рОН = 14

pH=-lg[H⁺]. От 1 до 7 – кислая среда, равное 7 – нейтральная, от 7 до 14 – щелочная.

21. Структура комплексных соединений. Ступенчатое комплексообразование.

Комплексные соединения – это определённые химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как в кристаллическом, так ив растворённом состоянии.

В молекуле комплексного соединения один из атомов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем, или центральным атомом. В непосредственной близости к нему расположены (координированы) противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами. Комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. Общее число σ-связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального иона. По числу σ-связей, образуемых лигандом с комплексообразователем, лиганды делятся на моно-, ди- и более дентатные лиганды.

За пределами внутренней сферы комплексного соединения находится его внешняя сфера, содержащая положительно заряженные ионы (если внутренняя сфера комплексного соединения заряжена отрицательно) или отрицательно заряженные ионы (если наоборот); в случае незаряженной внутренней сферы внешняя сфера отсутствует.

Ионы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом силами электростатического взаимодействия и в растворах легко отщепляются подобно ионам сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентными связями, и их диссоциация в растворе осуществляется в незначительной степени. С помощью качественных реакций обнаруживаются только ионы внешней сферы.

22. Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований (на примерах).

1) Расчет рН растворов сильных кислот и оснований без учета коэффициентов активности ионов

Расчет рН проводится с учетом того, что сильные кисло-ты и основания в водных растворах полностью диссоциируют на ионы.

Пример 3. Рассчитать рН 0,01 М раствора соляной ки-слоты.

Решение. Записываем процесс диссоциации соляной ки-слоты:

HCl ⇒ H+ + Cl-.

Так как HCl является сильным электролитом и полно-стью диссоциирует на ионы, то из 0,01 М раствора HCl обра-зуется 0,01 моль-ион/л Н+ и 0,01 моль-ион/л ионов Cl-. Кроме того, в водных растворах в результате диссоциации воды об-разуется, согласно ионному произведению воды, 10-7 моль-ион/л ионов Н+. Так как 10-7<<0,01, то в данном случае рН раствора будет определяться только концентрацией ионов во-дорода, образующихся в результате диссоциации кислоты:

рН = - lg[Н+] = - lg0,01 = - lg10-2 = 2.

Пример 4. Рассчитать рН 0,001 М раствора гидроксида натрия.

Решение. Записываем процесс диссоциации гидроксида натрия:

NaOH .⇒ Na+ + OH-.

Так как NaOH является сильным электролитом и полно-стью диссоциирует на ионы, то из 0,01 М раствора NaOH об-разуется 0,01 моль-ион/л ионов ОН- и 0,001 моль-ион/л ионов Na+. Кроме того, в водных растворах в результате диссоциа-ции воды образуется, согласно ионному произведению, 10-7 моль-ион/л ионов ОН-. Так как, 10-7<<0,001, то в данном случае рН раствора будет определяться только концентрацией ионов гидроксида, образующихся в результате диссоциации основания:

рОН = - lg[ОН-] = - lg0,001 = - lg10-3 = 3.

Отсюда рН раствора:

рН = 14 – рОН = 14 – 3 = 11.

2) Расчет рН растворов сильных кислот и оснований с учетом коэффициентов активности ионов

Пример 5. Рассчитать рН 0,1 М раствора серной кисло-ты.

Решение. Записываем уравнение, соответствующее про-цессу диссоциации серной кислоты:

29

H2SO4 ⇔ 2H+ + SO4-2.

Так как в результате диссоциации 1 молекулы H2SO4 об-разуется 2 иона водорода, то [Н+] = 2×0,1=0,2 моль-ион/л, а концентрация [SO4-2] = 0,1 моль-ион/л.

Рассчитываем ионную силу раствора:

Так как μ = 0,1 – 0,5 М, находим коэффициент активно-сти иона водорода, применяя соответствующую формулу:

Вычисляем активность ионов водорода:

а = f×[H+] = 0,302×0,2 = 0,0604 моль-ион/л.

В данном случае, так же как в примерах 3 и 4, рН рас-твора будет определяться концентрацией ионов водорода, об-разующихся в результате диссоциации кислоты:

Вычисляем рН = - lga = - lg 0,0604 = 1,22.