7. Произведение растворимости

Абсолютно нерастворимых веществ нет. Твердые вещества отличаются своей растворимостью. Очевидно, что труднорастворимый электролит легко образует насыщенный раствор. Рассмотрим равновесия, наблюдаемые в насыщенном растворе какого-нибудь труднорастворимого вещества, например, CaSO₄. В этой системе осадок находится в равновесии с насыщенным раствором этого вещества:

СaSO₄Ca²⁺ + SO₄^2–

осадок раствор

Константа равновесия для процесса растворения осадка имеет следующий вид:

откуда K∙[CaSO₄]_тв = [Ca²⁺]∙[SO₄^2-].

Концентрация твердого вещества есть величина постоянная:

[CaSO₄]_тв = const.

Учитывая это, K∙[CaSO₄]_тв как произведение двух постоянных величин также можно считать величиной постоянной, некоторой константой, характерной для данного вещества. Эту константу называют произведением растворимости. Её обозначают через ПР:

.

Для насыщенного раствора сульфата кальция произведение растворимости при 25^оС найдено равным 3,72∙10^-5 г-ион²/л².

Таким образом, ПР – это произведение концентраций ионов малорастворимого сильного электролита, содержащихся в свободном виде в его насыщенном растворе. Величина ПР означает, что в насыщенном растворе труднорастворимого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная (при данной температуре).

Произведение растворимости характеризует растворимость электролитов. Растворимость численно равна (для бинарных электролитов).

В общем случае для труднорастворимого электролита состава A_nB_m в растворе наблюдается равновесие:

A_nB_m = nA^a+ + mB^b–.

Тогда

ПР = [A^a+]ⁿ [В^b–]^m

Сравнивая значения произведений растворимости труднорастворимых солей, можно видеть, какая из них растворяется лучше (приложение, табл. 3).

Из величины ПР вытекает условие образования и растворения осадка:

1. Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m = ПР, то осадок находится в равновесии с раствором.

2. Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m > ПР, то осадок выпадает.

3. Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m < ПР, то осадок растворяется.

Таким образом, если при той или иной химической реакции произведение концентраций участвующих в ней ионов станет больше произведения растворимости, то выпадает осадок труднорастворимого вещества. И обратно, если произведение концентраций ионов данного электролита в насыщенном его растворе в результате той или иной реакции становится меньше произведения растворимости для ионов этого электролита, то осадок переходит в раствор.

8. Ионное произведение воды и водородный показатель

Измерение электропроводности химически чистой воды показало, что она обладает незначительной электропроводностью, т.е. в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии (слабый электролит).

H₂OH⁺+OH ^–

К её диссоциации можно применять закон действующих масс

.

Константу диссоциации можно вычислить по данным электропроводности. При 22^оС она равна 1,8∙10^-16, а степень диссоциации 2,9∙10^-9, т.е. из 555000000 молекул воды диссоциирует только одна. При такой ничтожно малой диссоциации концентрацию недиссоциированных молекул воды H₂O можно полагать равной концентрации общего количества воды, считать величиной постоянной и включить в константу диссоциации

т.е. произведение концентраций ионов водорода и гидроксильной группы в любом водном растворе есть величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным произведением воды. Можно вычислить

Концентрация как недиссоциированных, так и исходных молекул воды моль/литр. Подставив эту величину в выражение для ионного произведения воды, получим

Как было отмечено, степень диссоциации воды повышается с повышением температуры. Поэтому с повышением температуры увеличивается концентрация [H⁺] и [OH^–] ионов и величина ионного произведения; так, при 100 ^оС [H⁺][OH^–] = 59∙10^-14 , при 0 ^оС [H⁺][OH^–] = 0,139∙10^-14.

В воде и в любом водном растворе содержатся [H⁺]- и [ОН^-]-ионы, их относительной концентрацией определяется реакция среды – кислая, щелочная или нейтральная.

В нейтральных растворах и в чистой воде (при 22^оС)

.

Эта величина концентрации водородных ионов соответствует нейтральной реакции среды.

В кислых растворах равновесие Н₂ОH⁺ + OH^– смещено влево, в сторону моляризации избытка одноименных Н⁺-ионов, но ионное произведение воды – величина при данной температуре постоянная, в любой среде (кислой, щелочной, нейтральной) также сохраняется его значение . Но при этом [H⁺]>[OH^-]. Величина концентрации Н⁺-ионов обусловливает кислую реакцию среды [H⁺]>10^-7 г-ион/л.

В щелочных растворах равновесие диссоциации воды также смещено влево от избытка одноименных ОН^–-ионов; величина ионного произведения воды также сохраняется, причем [H⁺]<[OH^-]; причиной щелочной реакции среды может быть концентрация ОН^–-ионов (>10^-7) или также концентрация Н⁺-ионов (<10^-7) согласно . Таким образом, концентрация Н⁺-ионов может быть использована для характеристики любой реакции среды. Характеристика реакции среды обычно выражается очень малыми величинами с отрицательными показателями степени. Для большего удобства принято пользоваться отрицательным значением логарифма величины [H⁺], который назван водородным показателем, обозначается рН:

рН = –lg [H⁺] [H⁺] = 10^–pH

Если реакция среды нейтральная, то [H⁺]=10^–7, а рН=7.

Если реакция кислая, то [H⁺]>10^–7, а рН<7.

Если среда щелочная, то [H⁺]<10^–7, а рН>7.

Ввиду большого практического значения величины рН среды разработано много методов его непосредственного определения. В настоящее время применяют колориметрический метод (по окрашиванию), основанный на изменении окраски индикаторов, а также электрометрические методы с помощью специальных приборов рН-метров.