Ионное произведение воды, pH растворов. Произведение растворимости. Ионно – молекулярные уравнения
КH2O = 1.10-4 Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры.
При диссоциации воды на каждый ион Н+ образуется один ион ОН-, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н+] = [ОН-]. Используя значение ионного произведения воды, находим:
[H+] = [ОН-] = моль/л.
Таковы концентрации ионов Н+ и ОН- в чистой воде. Рассмотрим, как изменится концентрация при добавлении других веществ, например, соляной кислоты, которая диссоциирует в воде на ионы Н+ и Сl-. Концентрация ионов Н+ в растворе станет увеличиваться, но ионное произведение воды от концентрации не зависит - в таком случае уменьшается концентрация [ОН-].
Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация [ОН-] увеличится, а [Н+] уменьшится. Концентрации [Н+] и [ОН-] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот.
Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н+. В кислых растворах [Н+] > 10-7 моль/л, в нейтральных [Н+] = 10-7 моль/л, в щелочных [Н+] < 10-7 моль/л.
Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным ателем и обозначая ее рН:
pН = -lg[Н+].
Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном. Буква “р” - начальная от датского слова potenz (степень), “Н” - символ водорода.
В кислых растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, в щелочных pH > 7.
В
насыщенном растворе труднорастворимого
сильного электролита произведение
концентрации его ионов в степенях
стехиометрических коэффициентов при
данной температуре есть величина
постоянная, называемая произведением
растворимости (ПР).
1) Молекулярное уравнение:
AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3
растворимая растворимая осадок растворимая
соль соль соль
При сливании раствора двух приведенных солей образуется осадок хлорида серебра AgCl, а в растворе остается нитрат натрия.
2) Полное ионно-молекулярное уравнение:
Ag+ + NO3– + Na+ + Cl – = AgCl↓ + Na+ + NO3–
Из ионно-молекулярного уравнения следует, что ионы Na+ и NO3– в реакции не участвовали, они остались такими, какими были до сливания растворов.
3) Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
Ag+ + Cl – = AgCl↓
Уравнение показывает, что в ходе данной реакции происходит связывание ионов Ag+ и Cl –, в результате чего образуется нерастворимая соль хлорид серебра AgCl.
Основные случаи гидролиза одно- и многозарядных ионов. Усиление и ослабление процесса гидролиза
При растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза-обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.
1> соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он приобретает щелочную реакцию:
KCN+Н2О=HCN+КОН+HCN|CN-+HOHуHCN+OH- pH>7
гидролизу подвергается анион соли.чем слабее к-та анион которой гид-ся тем сильнее гидролиз
2> сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли; pH<7
NH4Cl+HOHуNH4OH+HCI|NH4++HOHуNH4++OH-+H+
чем слабее основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз
3> слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли;
NH4CN+HOHу NH4OH+HCN| NH4++CN-+HOHу NH4++OH-+H++CN-pH=7
чем слабее к-та и основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз.
4> сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, так как в этом случае обратная гидролизу реакция, нейтрализации практически необратима, те протекает до конца.
NaCl+H2OуNa++OH-+H++Cl- HOHуH++OH- pH=7
Ослабить гидролиз можно (если это необходимо) понижением температуры, увеличением концентрации раствора, введением в него одного из продуктов гидролиза: кислоты, если при гидролизе накапливаются ионы Н+, или щелочи, если накапливаются ионы ОН–.