1.3.5. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита.

При растворении твердого сильного малорастворимого электролита устанавливается равновесие Са₃(РО₄)₂ ↓↔ 3Са ²⁺ + 2PO₄ ^3-. Применяя закон действующих масс для данного равновесного состояния, выразим константу растворимости К_S (произведение растворимости (ПР)):

ПР = [Са ²⁺ ]³ · [PO₄ ^3- ]² / [Са₃(РО₄)₂ ] .

Величина [Са₃(РО₄)₂ ] = const, и ПР(Са₃(РО₄)₂)= [Са ²⁺ ]³ · [PO₄ ^3- ]² .

Вышеназванный раствор характеризуются следующим соотношением ПР и концентрацией ионов:

для насыщенного раствора – [Са ²⁺ ]³ · [PO₄ ^3-]² = ПР

для ненасыщенного – [Са ²⁺ ]³ ·[PO₄ ^3- ]² < ПР

для пересыщенного – [Са ²⁺ ]³ · [PO₄ ^3- ]² > ПР.

Чем меньше ПР, тем ниже растворимость электролита.

Условия образования осадка: стехиометрическое произведение концентраций ионов сильного электролита должно быть больше ПР:

[Са ²⁺ ]³ · [PO₄ ^3- ]² > ПР.

Условия растворения осадка: осадок малорастворимого сильного электролита растворится, если создать условия, когда стехиометрическое произведение концентраций ионов сильного электролита меньше ПР:

[Са ²⁺ ]³ · [PO₄ ^3- ]² < ПР.

Последовательность осаждения ионов: если к раствору, содержащему смесь ионов, осаждаемых одним и тем же реагентом, добавить этот реагент, то образование осадков идет поочередно, начиная с электролита, имеющего наименьшее ПР.

1.3.6. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. РН растворов сильных кислот и оснований.

Вода является очень слабым электролитом. Ее ЭД выражается равновесием:

Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^- или упрощенно Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^- .

Константа последнего равновесия при 22 °С равна:

К _Н2О = [H+] · [OH^-] / [H₂O] =1,82 · 10^-16.

Следовательно, равновесную концентрацию недиссоциированной воды можно считать равной ее исходной молярной концентрации, т. е. числу молей H₂O в 1 л воды: [Н₂О] = 1000/18 = 55,56 моль/л = const.

Тогда К[Н₂0] = [Н+] · [ОН^-] = const = 1,82 · 10^-16 · 55.56 = 10^-14.

Ионное произведение воды К_W - величина постоян­ная (при данной температуре) для воды и любых вод­ных растворов, равная произведению концентрации ио­нов водорода [Н⁺] и гидроксид-ионов [ОН^-].

Постоянство ионного произведения воды означает, что в лю­бом водном растворе - нейтральном, кислом или щелочном - имеются и водородные ионы, и гидроксид-ионы, причем произ­ведение концентраций этих ионов всегда равно величине К_W при данной температуре. Это позволяет рассчитать концентра­цию ионов Н⁺ и ОН^- в любых водных растворах, используя следующие уравнения: [Н⁺] = К_W / [ ОН^-]; [ОН^-] = К_W / [Н⁺] . В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, и при 22 °С их значения равны:

[Н⁺] = [OH^-] = √ l,0 · 10^-14 = 10^-7 моль/л.

Для характеристики кислотности водных сред принято использовать величину мо­лярной концентрации ионов водорода [Н⁺] в этих средах. Нейтральная среда характеризуется равенством концен­траций ионов водорода и гидроксид-ионов:[Н⁺] = [ОН^-] = 1,0 · 10^-7 моль/л (при 22 °С). Кислая среда характеризуется соотношением: [Н⁺] > [ОН^-], т. е. [Н⁺] > 10^-7 моль/л. Щелочная среда характеризуется соотношением: [Н⁺] < [ОН^-], т. е. [Н⁺] < 10^-7 моль/л. На практике реакцию среды в водных растворах принято характеризовать не молярной концентрацией ионов водорода, а водородным показателем, равным отрицательному десятичному лога­рифму концентрации свободных ионов водорода в растворе:

рН = – lg [H+].

Наряду с водородным показателем используют гидроксильный показатель:

рОН = –lg [ОН^-].

В любом водном растворе [Н⁺][ОН^-] = 1,0 · 10^-14 (при 22 °С). Логарифмируя это выражение, получаем: lg [Н⁺] + lg [ОН^-] = –14 или рН + рОН = 14. В нейтральной среде водородный показатель равен: рН = –lg [H+] = –lg 10^-7 = 7,0. В кислой среде [Н⁺] > 10^-7, следовательно, рН < 7,0, и чем больше кислотность среды, тем меньше значение рН. В щелочной среде [Н⁺] < 10^-7, следовательно, рН > 7,0. рН среды зависит от природы и концентрации растворенного вещества. При вы­числении рН раствора сильной кислоты или сильного основания необходимо знать молярную концентрацию эквивалента данного вещества Сэ и коэффициент активности соответствующего иона (γ(Н⁺) или γ(ОН^-)) в заданном растворе. Для расчетов используют следующие уравнения:

для сильной кислоты: [Н⁺] = γ (Н⁺) ∙ с_{э кислоты}; рН = –lg (γ (H⁺)∙с_{э кислоты};

для сильного основания: [ОН^-] = γ (ОН^-) ∙ с_{э осн}; [Н+] = 10^-14/[ОН^-];

рН = 14 + lg (γ (ОН^-)∙с_{э осн}.

Для определения рН растворов используют индикаторный или ионометрический метод. В индикаторном методе используют кислотно-основные индикаторы – вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от рН раствора. Ионометрический метод определения рН основан на измерении потенциала стеклянного электрода, чувствительного к изменению концентрации ионов Н⁺ в растворе, милливольтметром-ионометром и позволяет точно определять рН мутных, окрашенных и любых других водных растворов.