Тема 7. Равновесия в растворах, протолитическое равновесие, гидролиз солей Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели

Вода является очень слабым электролитом. Она диссоциирует по уравнению:

H₂O H⁺ + OH^- .

Для данного обратимого процесса можно написать выражение:

K_d (H₂O) = = 1,8  10^-16 (при 22 С).

В данном выражении [H₂O] равна концентрации молекул воды, не распавшихся на ионы. Так как на ионы распадается ничтожно малая часть молекул ( (H₂O) = 1,8  10^-7), то величину [H₂O] можно считать постоянной и равной молярной концентрации чистой воды:

[H₂O] = = 55,56 моль / дм³ = 55,56 М.

Полученное значение можно умножить на константу диссоциации и получить новую константу, которая называется константа воды (К):

K = [H₂O]  K_d = 55,56  1,8  10^-16  1  10^-14.

Константа воды определяет равновесные концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в водном растворе при данной температуре:

K = [H⁺]  [OH^-] = 10^-14 (при 22 С).

Константа воды зависит только от природы воды и температуры. При охлаждении она уменьшается (К (5 С) = 2,1  10^-15), а при нагревании увеличивается (К (60 С) = 1,3  10^-13).

В чистой воде [H⁺] = [OH^-] = = 10^-7 M. Такая среда называется нейтральной.

В водных растворах, содержащих кислоты [H⁺]  10^-7 M, а [OH^-]  10^-7 M. Такая среда называется кислой. В растворах, содержащих основание [H⁺]  10^-7M, а [OH^-]  10^-7M. Такая среда называется щелочной.

Для удобства пользуются не самими значениями концентраций ионов [H⁺] и [ОН^-], а их отрицательными десятичными логарифмами, которые называются водородным показателем (рН) и гидроксильным показателем (рОН):

pH = - lg [H⁺] ,

pOH = - lg [OH^-].

В нейтральной среде рН = 7.

В кислой среде рН  7, pOH  7.

В щелочной среде рН  7, pOH  7.

Если прологарифмировать уравнение [H⁺] [OH^-] = 10^-14 , то можно показать, что рН + рОН = 14.

Характер среды в данном растворе можно качественно оценить с помощью специальных реактивов, которые называются кислотно-основными индикаторами. Примером такого индикатора являются лакмус: при рН  5 он имеет красный цвет, в интервале 5  рН  8 - фиолетовый цвет, а при рН  8 - синий цвет.

Точное определение рН (или рОН) растворов осуществляется специальными приборами (рН- метрами).

Произведение растворимости

Произведение растворимости (ПР) является частным случаем константы равновесия для процесса перехода труднорастворимого сильного электролита в раствор.

Рассмотрим пример: в емкость с водой поместили кристаллический хлорид серебра (AgCl). Абсолютно нерастворимых веществ в природе не существует. Поэтому, несмотря на очень плохую растворимость, хлорид серебра начинает переходить в воду, причем в виде ионов Ag⁺ и Cl^- (т.к. любая соль - сильный электролит). Растворение AgCl будет происходить до тех пор, пока не установится равновесие:

AgCl_(тв) Ag⁺ + Cl^- (в растворе)

После установления такого равновесия раствор будет называться насыщенным. Для данного обратимого процесса можно ввести константу равновесия:

K_p = ,

где [Ag⁺]_p и [Cl^-]_p - молярные концентрации соответствующих ионов в равновесном (насыщенном) растворе.

Концентрация [AgCl_m] является постоянной величиной. По сути дела это плотность твердого хлорида серебра, выраженная в единицах молярной концентрации (моль / дм³ = М). Поэтому вводится новая константа равновесия, которая называется произведением растворимости (ПР):

ПР_(AgCl) = K_p  [ AgCl_(m) ] = [Ag⁺]_p  [Cl^-]_p .

ПР зависит только от природы веществ (электролита и воды) и температуры. ПР определяет произведение концентраций в насыщенном растворе. Если в каком-либо растворе произведение концентраций ПК = [Ag⁺] [Cl^-] меньше ПР, то такой раствор является ненасыщенным. В нем можно растворить еще некоторое количество данного вещества (до насыщения: ПК = ПР).

Если же ПК  ПР, то раствор называется пересыщенным. Это тоже неравновесный раствор, так как избыточное количество растворенного вещества будет самопроизвольно выпадать в виде осадка до тех пор, пока ПК не станет равным ПР при этой температуре.

Задача. Выпадет ли осадок, если смешать 1 дм³ раствора AgNO₃ с концентрацией 0,01 М и 1 дм³ раствора K₂SO₄ с концентрацией 0,2 M  ПР (Ag₂SO₄) = 2  10^-5 ?

Решение: Взаимодействие должно протекать по уравнению:

2AgNO₃ + K₂SO₄ = Ag₂SO₄ + 2KNO₃.

Но осадок сульфата серебра начнет выпадать только при:

ПК = [Ag⁺]² [SO₄]  ПР = 2  10^-5 .

Найдем [Ag⁺]. В 1 дм³ исходного раствора AgNO₃ содержалось 0,01 моль соли, а значит и 0,01 моль Ag⁺ , так как AgNO₃ - сильный электролит и диссоциирует полностью:

AgNO₃ = Ag⁺ + NO