Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы гидроксония и гидроксид-ионы:

2H₂O  H₃O⁺ + OH^–

или в упрощенном виде H₂O  H⁺ + OH^– .

Этому процессу соответствует константа диссоциации

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равно­весная концентрация недиссоциированных молекул воды [Н₂О] с достаточной точностью равна общей концентрации воды, т. е. 1000/18 = 55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах кон­центрация воды мало изменяется, так что ее можно считать по­стоянной величиной. Тогда выражение для константы диссоциации воды можно преобразовать следующим образом:

.

Константа , равная произведению концентраций ионов Н⁺ и ОН^–, представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды.

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 25 °С составляют 10^–7 моль/л. Отсюда следует, что при этой температуре . Поскольку диссоциация воды – эндотермический процесс, то с ростом температуры она усиливается, и значение возрастает. Ниже приведены значе­ния при разных температурах, а также часто употребляемые в расчетах значения – отрицательные логарифмы ионного произведения воды, табл. 8.

Таблица 8 – Зависимость ионного произведения воды и от температуры

t, oC	10	18	25	37	50	60	80	100
	0,29	0,57	1,00	2,47	5,47	9,61	25,1	55,0
	14,54	14,24	14,00	13,61	13,26	13,02	12,60	12,26

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. Так, при 25°С в нейтральном растворе [Н⁺] = [ОН^–] = 10^-7 моль/л.

В кислых растворах [Н⁺] > [ОН^–], [Н⁺] > 10^–7 моль/л.

В щелочных растворах [Н⁺] < [ОН^–], [Н⁺] < 10^–7 моль/л.

Вместо концентраций ионов Н⁺ и ОН^– удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; эти величины обозначаются символами рН и рОН и называются соот­ветственно водородным и гидроксильным показателями:

и .

Логарифмируя соотношение и меняя знаки на обратные, получим:

В частности, при 25°С рН + рОН = 14. При этой температу­ре в нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН < 7, в щелочных растворах рН > 7.

Чем меньше значение рН, тем больше концентрация ионов водорода в этом растворе, тем более кислым является раствор.

Реакции обмена в растворах электролитов

В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наибо­лее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях слабые электролиты, малораство­римые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде соста­вляющих их ионов. Например,

2HNO3 + Mg(OH)2  Mg(NO3)2 + 2H2O	– молекулярное уравнение,
2H++ 2NO3– + Mg(OH)2 Mg2+ +2NO3– + 2H2O	– полное ионно-молекулярное уравнение,
2H+ + Mg(OH)2  Mg2+ + 2H2O	– сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связыва­ния ионов, в направлении образования более слабых электролитов, более устойчивых соединений с меньшим значением константы диссоциации или константы нестойкости.

Реакции обмена в растворах электролитов протекают практически до конца, если:

1. выпадает осадок:

ZnSO₄ + Na₂S  ZnS+ Na₂SO₄

Zn²⁺ + S^2–  ZnS;

2. выделяется газ:

Na₂S + 2HCl  2NaCl + H₂S

S^2– + 2H⁺  H₂S;

3. образуется слабый электролит (например, вода или комплексный ион): HCl + NaOH  NaCl + H₂O

H⁺ + OH^–  H₂O;

Zn(OH)₂ + 2NaOH  Na₂[Zn(OH)₄]

Zn(OH)₂ + 2OH^–  [Zn(OH)₄] ^2–.

В тех случаях, когда малорастворимые вещества (или слабые электролиты) имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ. Например, при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием

CH₃COOH + NaOH  CH₃COONa + H₂O

CH₃COOH + OH^–  CH₃COO^– + H₂O.

в реакции участвуют два слабых электролита – слабая кислота (CH₃COOH) и вода. При этом равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита – воды, константа диссоциации которой (1,8 ^. 10^–16) значительно мень­ше константы диссоциации уксусной кислоты (1,8 ^. 10^–5). Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе останет­ся небольшое количество недиссоциированных молекул CH₃COOH и ионов OH^–, так что реакция раствора будет не нейтральной (как при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием), а слабощелочной.

Аналогично при нейтрализации слабого основания сильной ки­слотой

2HNO₃ + Mg(OH)₂  Mg(NO₃)₂ + 2H₂O

равновесие будет сильно смещено вправо – в сторону образования более слабого электролита (воды), но при достижении равновесия в растворе останется небольшое количество недиссоциированных молекул основания и ионов Н⁺; реакция раствора будет слабоки­слой.