11. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Вода, являясь очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН‾ (а)

Прилагая к этому равновесию закон действия масс, получаем:

K = , или

К ∙ [H₂O] = [H⁺][OH^‾], (б)

где К – константа диссоциации воды, равная 1,8∙10^-16 (при 22 ⁰С).

Учитывая, что степень диссоциации воды очень мала, концентрацию недиссоциированных молекул воды [H₂O] можно считать величиной постоянной и приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее, т.е. можно принять, что

[H₂O] = = 55,56 моль/л.

Произведение двух постоянных величин К и [H₂O] есть величина постоянная, поэтому заменим его новой константой:

К ∙ [H₂O] = . Численное значение 1,8∙10^-16 ∙ 55,56 = 10^-14.

Теперь выражение (б) можно представить так:

= [H⁺][OH^‾] = 10^-14 (в)

Отсюда [H⁺][OH^‾] = 10^-14 (г)

Для воды и разбавленных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода на ионы гидроксила есть величина постоянная, называется ионным произведением воды

Из соотношения (г) вытекает, что

[H⁺] = моль/ л; [OH^‾] = моль/ л.

В кислых средах [H⁺] > [OH^‾], в щелочных средах [H⁺] < [OH^‾], в нейтральных растворах [H⁺] = [OH^‾] = = 10^-7 моль/ л

Для характеристики реакции среды (кислая, щелочная, нейтральная) обычно приводят не концентрации водородных и гидроксильных ионов, а их десятичные логарифмы, взятые с обратным знаком. Эти величины обозначаются символами рН и рОН и называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:

рН = -lg [H⁺]; рОН = -lg [ОH^‾]

[H⁺], рН и рОН в различных средах имеют следующие значения:

в нейтральных [H⁺] = 10^‾7 моль/ л; рН = 7; рОН = 7;

в кислых [H⁺] > 10^‾7 моль/ л; рН < 7; рОН > 7;

в щелочных [H⁺] < 10^‾7 моль/ л; рН > 7; рОН < 7.

Концентрация ионов водорода так же может быть вычислена по одной из следующих формул:

[H⁺] = α ∙ С = К / α = (моль/ л),

где α – степень диссоциации кислоты, выраженная в долях единицы;

С – молярная концентрация эквивалентов кислоты, моль/ л;

К – константа диссоциации кислоты.

По аналогии для щелочных растворов:

[ОH^‾] = α ∙ С = К / α = (моль/ л),

где С – молярная концентрация эквивалентов основания, моль/ л;

α – степень диссоциации и

К – константа диссоциации основания.

Логарифмируя соотношение [H⁺][OH^‾] = 10^-14 и меняя знаки на обратные, получаем:

рН + рОН = 14.

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением pH среды. Изменение pH среды происходит вследствие нарушения ионного равновесия диссоциации воды H₂O ↔ H⁺ + OH^‾. Катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не образуют слабых электролитов, поэтому гидролизу не подвергаются. Если же соли содержат в своем составе ионы слабых кислот и оснований, либо те и другие одновременно, то в водных растворах они гидролизуются. В этих случаях в растворе могут устанавливаться следующие равновесия:

а) при гидролизе аниона (A^‾) слабой кислоты: А^‾+ HOH ↔ HA + OH^-

(образуются ионы OH^-, среда щелочная, pH >7);

б) при гидролизе катиона (B⁺) слабого основания: B⁺ + HOH ↔ BOH + H⁺

(образуются ионы Н⁺, среда кислая, pH <7);

в) при гидролизе катиона слабого основания и аниона слабой кислоты:

А^‾ + НОН ↔ НА + ОН^-, В⁺ + НОН ↔ ВОН + Н⁺

Гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, протекает ступенчато (преимущественно по первой ступени) с образованием кислых или основных солей, Введение дополнительного количества ионов H⁺ или OH⁺ в равновесную систему может усилить или подавить процесс гидролиза в соответствии с принципом Ле Шателье.