3.4 PH водных растворов

Ионное произведение воды

Запишем уравнение диссоциации воды:

H₂O « H⁺ + OH^– .

Отсюда выражение константы равновесия (константа диссоциации воды) имеет вид: .

Из значения константы диссоциации воды следует, что диссоциация воды

протекает незначительно и поэтому можно считать, что

[H₂O] = 1000/(18·1) = 55,6 моль/л.

Тогда K_H2O = [H⁺][OH^–] = 1,8·10^–16·55,6 = 1·10^–14 (при 25 ^оС).

Произведение [H⁺][OH^–] является постоянной величиной, которую называют ионным произведением воды.

[H⁺][OH^–] = 10^–14. (3.19)

Из ионного произведения воды следует, что концентрации ионов H⁺ и OH^– взаимосвязаны, поэтому для характеристики среды можно использовать концентрацию только одного вида ионов. На практике используется концентрация ионов Н⁺.

В чистой воде [H⁺] = 10^–7 моль/л,

в кислой среде [H⁺] > 10^–7 моль/л,

в щелочной среде [H⁺] < 10^–7 моль/л.

Концентрации ионов H⁺ и OH^– могут меняться в очень широких пределах, поэтому в расчетах удобнее использовать не значения концентраций, а их логарифмы (lg). Отсюда получаем:

рН = –lg[H+].

(3.20)

Значок «p» обозначает математическую операцию «–lg», а [H⁺] – молярную концентрацию ионов водорода.

рН – это отрицательный десятичный логарифм из молярной концентрации ионов водорода.

Шкала рН имеет следующий вид:

0 7 14

ا-----------------------ا--------------------------ا

кислая нейтральная щелочная среды.

Примеры расчетов рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований

1 Рассчитать pH 0,1М раствора серной кислоты.

Решение

H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2–, [H⁺] = 2C(H₂SO₄) = 0,1·2 = 0,2 моль/л,

рH = –lg[H⁺] = –lg2 ·10^–1 = –lg2 – lg10^–1= –0,3 + 1 = 0,7.

2 Рассчитать pH 0,1М раствора гидроксида натрия.

Решение

NаОН ® Nа⁺ + ОН^–, [ОH^–] = C(NаОН) = 0,1 моль/л,

[H⁺] = K_H2O / [ОH^–] = 10^–14/10^–1 = 10^–13 моль/л.

рH = –lg[H⁺] = –lg 10^–13 = 13.

3 Рассчитать pH в 0,1М растворе Н₂СО₃.

Решение

Напишем уравнения диссоциации угольной кислоты:

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^– , К_д1 = 5·10^–7;

НСО₃^– ↔ Н⁺ = СО₃^2– К_д2 , = 5 ·10^–11.

Расчет концентрации ионов водорода проведем только по первой ступени диссоциации:

[H⁺] = == 2,2·10^–4 моль/л.

Отсюда, рН = –lg 2,2·10^–4 = –0,34 + 4 = 3,64.

Из полученных значений рН видно, что при одинаковой молярной концентрации сильные электролиты изменяют рН в значительно большей степени. При смешивании сильных и слабых кислот или оснований рН практически определяется диссоциацией сильного электролита.

Буферные растворы–это растворы, при добавлении к которым кислот или щелочей их pH меняется незначительно.

Буферными свойствами обладают:

1) растворы слабых кислот и их солей. Например:

СН₃СООН + СН₃СООNа – ацетатный буферный раствор;

2) растворы слабых оснований и их солей. Например:

NН₄ОН + NН₄Сl – аммонийный буферный раствор;

3) растворы кислых солей слабых кислот. Например, NаН₂РО₄.

4 Ионно-обменные реакции

Ионно-обменные реакции–это реакции обмена между ионами в результате которого образуются слабый электролит, осадок, газ или комплексное соединение.