Билет 26. Ионное произведение воды. Влияние температуры на ионное произведение воды. Водородный показатель рН.

Будучи слабым электролитом,вода частично диссоциирует на ионы Н+ и ОН- Н2О—Н+ОН-. В действительности свободный ион Н+ в водных растворах не существует. Он присоединяется к молекулам воды, образуя сложные ионы состава Н3О, Н5О2+ и тд. Однако в уравнениях реакций гидратированный ион водорода для краткости просто обозначают Н+. то же относится к ОН-. Константа равновесия реакции равна произведению активностей ионов Н3О+ и ОН- *(активность самой воды=1). Кв=аН+*аОН- называется ионным произведением воды. При стандартных условиях её величина равна 10 в -14, то есть равновесие сильно смещено влево. В этом случае активности ионов можно считать равными их равновесным концентрациям, так что Кв=[Н+][ОН-]. Ионное произведение воды зависит от температуры, но не зависит от концентрац3ии ионов в растворе. Зависимость от температуры определяется энатльпией реакции,которая,как нетрудно увидеть, является обратной по отношению к реакции нейтрализации. Энтальпия реакции нейтрализации =-56,8 кДж\моль,следовательно,диссоциации воды имеет энтальпию 56,8. Т.е. протекает с большим эндотермическим эффектом. В соответствии с принципом Ле-Шателье, повышение температуры смещает равновесие диссоциации воды вправо и увеличивает константу Кв, а понижение, наоборот, смещает равновесие в сторону недиссоциированных молекул воды и уменьшает Кв. постоянство произведения концентрации, а точнее активности ионов Н+ и ОН- соблюдается не только в воде, но и во всех водных системах. Поэтому, если в чистой воде концентрации ионов Н+ и ОН- равны, то в растворах кислот, в которых концентрация ионов водорода больше, концентрация гидроксид-ионов меньше,чем в чистой воде. В растворах же оснований, вследствие увеличения концентрации ионов ОН-, концентрация ионов Н+ уменьшится. Водородный показатель рН. Концентрация ионов Н+ в водных растворах может изменяться примерно от 10 моль/л(концентрированная соляная кислота)до 10 в -15 моль/л (концентрированные растворы щелочей)т.е. в тысячи триллионы раз. При таких отличиях вычисления со степенными значениями громоздки и неудобны. Поэтому их заменяют логарифмическими величинами, или так называемыми водородными показателями рН. Величина рН представляет собой отрицательный логарифм активности ионов водорода в растворе. В практических расчётах рН не очень концентрированных растворов (около 1М и менее)вместо активности ионов пользуются их концентрацией. подобно активности ионов Н+,активность гидроксид-ионов также принято приводить в логарифмическом виде и обозначать рОН=-lgаОН. Приближённо рОН равен –lg[ОН-].в отличии от концентрации ионов Н+ и ОН-,величины рН и рОН изменяются в довольно небольших пределах- всего от -1 до 15 чащу ().от 0 до 14. При этом изменению концентрации ионов в 10 раз соответствует изменение рН(рОН) раствора на 1 единицу. Логарифмирование выражения даёт равенство рН+рОН=-lgKв=рКв. При температуре 25 рН+рОН=14. В чистирой воде и нейтральных растворах, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид- ионов равны друг другу, рН=рОН. При 25 рН нейтрального раствора равен 7, при0-7,47, а при 80-6,3. Водные растворы, в которых концентрация ионов водорода больше, чем концентрация гидроксид ионов, называют кислыми. Из рН при 25 меньше 7. Растворы, в которых больше концентрация ионов ОН-, называются щелочными, при 25 их рН больше 7. Приблизительное значение рН водного раствора модно определить с помощью индикаторов. Индикаторы- это вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода в растворе. Например, метиловый оранжевый при рН<3.ю1 имеет красный цвет, а пои больше 4,4-жёлтый, лакмус при РН меньше 6,1-крвсный, при больше 8-синий и тд. Широко применяется универсальный индикатор, который при изменении рН от 1до 10 меняет свой цвет от красного через жёлтый и зелёный до тёмно-синего. Более точно значение рН можно определить с помощью специальных приборов- рН-метров.