Билет 19.Вопрос1

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКАЯ, раздел физической химии, использующий химические реакции и физико-химические превращения на основе представления о термодинамическом равновесии в макроскопических системах. Термодинамика химическая включает термохимию, учения о химическом равновесии, растворах, фазовых переходах и процессах на границе раздела фаз. Термодинамические соотношения широко применяют для определения максимально возможных (при данных температуре, давлении и т. п.) выходов продуктов химических реакций и др. параметров технологических процессов в химической, металлургической и др. отраслях промышленности. Использование понятий и методов термодинамики неравновесных процессов позволяет определять потоки тепла и вещества для открытых систем с учетом скоростей химических превращений.

Вопр 2

Разрушение поверхности металла под воздействием внешней среды, называется коррозией. Основными причинами коррозии является термодинамическая неустойчивость металлов и примеси и загрязнения, содержащиеся в них. Процессы разрушения, окисления металлов протекают самопроизвольно и необратимо. По механизму реакции взаимодействия металлов с окружающей средой различают: химическую и электрохимическую коррозию. Химическая коррозия протекает под действием сухих газов или паров без конденсации влаги при очень высоких температурах. Электрохимическая коррозия протекает в растворах с ионной проводимостью, в электролитах( атмосфера, почва, вода). При электрохимической коррозии процессы протекают подобно процессам в гальванических элементах. Однако, в отличии от гальванического элемента в коррозионном элементе отсутствуют внешняя цепь и электроны движутся внутри металла от анода к катоду не выходя из этого металла. Как и в гальваническом элементе в коррозионном элементе, возникший в результате контакта 2 ме или в результате контакта ме и кислорода или водорода, растворенных в воде, анодом будет являться ме с меньшим значением электродного потенциала, а катодами могут быть или ме с большим значением электродного потенциала, или кислород или водород, или примеси и загрязнения, содержащиеся в металле, или продукт коррозии металла.

=============================================

Билет 20.Вопрос 1

Большинство веществ могут существовать в одном из трех агрегатных состояний: газообразном (парообразном), жидком и твердом. В определенных условиях эти фазы способны переходить друг в друга, то есть всякую жидкость путем испарения можно перевести в газ, а охлаждением – в твердое состояние. Равновесия между различными фазами одной системы называют фазовыми, а описывают эти фазовые равновесия посредством фазовых диаграмм или диаграмм состояния. Фазовая диаграмма позволяет установить условия равновесия между числом фаз, числом компонентов и числом степеней свободы (вариантностью) системы.

Фаза (Ф) – гомогенная (однородная по химическому составу и термодинамическим свойствам) часть системы, отделенная от других частей поверхностью раздела. Так, два нерастворимых друг в друге твердых вещества, как и две несмешивающиеся жидкости, образуют две фазы.

Компоненты (К) – химически индивидуальные вещества, наименьшее число которых достаточно для образования фаз системы.

Число компонентов определяется количеством индивидуальных веществ в системе за вычетом числа возможных между ними обратимых взаимодействий. Например, система из трех индивидуальных веществ H2O, H2, O2 будет двухкомпонентной, поскольку для образования всех фаз достаточно любых двух веществ:

H2 = H2 + 1/2O2.

По числу компонентов системы делятся на одно-, двух-, трех- и многокомпонентные.

Степени свободы (С) – число параметров (температура, давление, состав системы), которые можно произвольно менять без изменения числа фаз в системе.

Правило фаз Гиббса: в изолированной равновесной системе число степеней свободы равно числу компонентов системы плюс два минус число фаз:

С = К + 2 – Ф

Вопр 2

Коллоидные системы — это такие дисперсные системы, в которых размер частиц фазы от 100 до 1 нм. Эти частицы не видны невооруженным глазом, и дисперсная фаза и дисперсионная среда в таких системах отстаиванием разделяются с трудом.

1. Коллоидные растворы, или золи. Это большинство жидкостей живой клетки (цитоплазма, ядерный сок — кариоплазма, содержимое органоидов и вакуолей) и живого организма в целом (кровь, лимфа, тканевая жидкость, пищеварительные соки, гуморальные жидкости и т. д.). Такие системы образуют клеи, крахмал, белки, некоторые полимеры. Коллоидные растворы могут быть получены в результате химических реакций; например, при взаимодействии растворов силикатов калия или натрия («растворимого стекла») с растворами кислот образуется коллоидный раствор кремниевой кислоты. Золь образуется и при гидролизе хлорида железа в горячей воде. Коллоидные растворы внешне похожи на истинные растворы. Их отличают от последних по образующейся «светящейся дорожке» — конусу при пропускании через них луча света. Это явление называют эффектом Тиндаля. Более крупные, чем в истинном растворе, частицы дисперсной фазы золя отражают свет от своей поверхности, и наблюдатель видит в сосуде с коллоидным раствором светящийся конус. В истинном растворе он не образуется.

Частицы дисперсной фазы коллоидных растворов нередко не оседают даже при длительном хранении из-за непрерывных соударений с молекулами растворителя за счет теплового движения. Они не слипаются и при сближении друг с другом из-за наличия на их поверхности одноименных электрических зарядов. Но при определенных условиях может происходить процесс коагуляции.

Коагуляция — явление слипания коллоидных частиц и выпадения их в осадок — наблюдается при нейтрализации зарядов этих частиц, когда в коллоидный раствор добавляют электролит. При этом раствор превращается в суспензию или гель. Некоторые органические коллоиды коагулируют при нагревании (клей, яичный белок) или при изменении кислотно-щелочной среды раствора.

=============================================БИЛЕТ 21.ВОПРОС 1

В первой половине XIX в. М. Фарадей ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Электролитами он назвал вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, а неэлектролитами — вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток.

Для объяснения свойств водных растворов электролитов шведский ученый С. Аррениус (1859—1927) в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы. Этот процесс назвали электролитической диссоциацией. Растворы веществ тогда становятся проводниками электрического тока, когда они содержат ионы (положительно или отрицательно заряженные частицы), которые в электрическом поле приходят в направленное движение.

Но эта теория не ответила на некоторые вопросы: почему одни вещества являются электролитами, а другие нет? Какую роль в образовании ионов играет растворитель?

Представления о диссоциации электролитов получили развитие в работах русских химиков И. А. Каблукова и В. А. Кис-тяковского. Они применили к объяснению процесса электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Как известно, он экспериментально доказал, что при растворении электролитов происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Эти ионы связаны с молекулами воды, то есть являются гидратированными. Гидратированные ионы в растворе находятся в постоянном хаотическом движении. Если же в этот раствор поместить противоположно заряженные электроды, то положительные ионы начнут двигаться к катоду — их назвали катионами, а отрицательные будут двигаться к аноду — и потому их назвали анионами.

Проникнуть в сущность процесса электролитической диссоциации помогло установление природы химической связи.

Электролитами могут быть только вещества с ионной и ко-валентной полярной связями. Вы знаете такие вещества — это соли, основания, кислоты. Вспомните определения классов этих веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации.

С. Аррениус для количественной характеристики электролитической диссоциации ввел понятие степени электролитической диссоциации, обозначаемой греческой буквой а.

Степень электролитической диссоциации — это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

Число молекул, распавшихся на ион ы

Общее число растворенных молекул Если а = 0, то вещество совсем не распадается на ионы, оно является неэлектролитом. К неэлектролитам относятся вещества с ковалентными малополярными и неполярными связями, такие, как эфиры, углеводороды, кислород, азот и др.

Степень электролитической диссоциации может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100%).

Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов степень диссоциации стремится к 1 (100%). К сильным электролитам относятся почти все соли, неорганические кислоты (НNO3, НС1, НВг, HI, НClO4, НМп04, Н2SО4), щелочи (LiOН, NаОН, КОН, RЬОН, СsОН, Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2).

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Их степень диссоциации значительно меньше 1 (100%), в большинстве случаев она стремится к нулю. Но при разбавлении, как вы помните, степень диссоциации увеличивается.

К слабым электролитам относятся: многие неорганические кислоты (Н2S, НF, Н2СО3, Н2SiO3, НNO2, Н2SО3), органические кислоты, основания (за исключением щелочей), гидрат аммиака NH3 • Н20, вода Н2О, некоторые соли.

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Например, для уксусной кислоты: сн3соон

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение константы равновесия:

К

равн

[Н ] • [СН3СОО [СНдСООН]

Константу равновесия, характеризующую процесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации. Константа диссоциации характеризует способность электролита (кислоты, основания, воды) диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадется на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках. Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита HAn:

Константа равновесия Kc этой реакции и есть Kд:

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации ?, то получим

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при ? << 1 это уравнение упрощается:

Тогда

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации ? стремится к единице.

Вопр 2

Электролиз расплавов и растворов веществ широко используют в промышленности:

1. Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).

2. Для получения водорода, галогенов, щелочей.

3. Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).

4. Для защиты металлов от коррозии — нанесения защитных покрытий в виде тонкого слоя другого металла, устойчи

вого к коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) —

гальваностегия (рис. 46).

5. Получение металлических копий, пластинок — гальва

нопластика.

ГАЛЬВАНОТЕХНИКА (от гальвано... и техника), область прикладной электрохимии, охватывающая процессы электролитического осаждения металлов на поверхность металлических и неметаллических изделий. Включает гальваностегию и гальванопластику. Разработана Б. С. Якоби (1838).

ГАЛЬВАНОСТЕГИЯ (от гальвано... и греч. stego — покрываю), нанесение металлических покрытий на поверхность металлических и других изделий методом электролитического осаждения. Раздел гальванотехники.

ГАЛЬВАНОПЛАСТИКА (от гальвано... и греч. plastike — ваяние), получение точных металлических копий методом электролитического осаждения металла на металлическом или неметаллическом оригинале. Раздел гальванотехники.

=============================================БИЛЕТ 23.воп 1

По Вант-Гоффу осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре. Поскольку объем (разбавление) обратно пропорционален концентрации, то закон Вант-Гоффа можно записать в виде

Так как объем одного моля газообразного вещества при нормальных условиях равен 22,4 литра, то осмотическое давление раствора, содержащего 1 моль вещества, равно 22,4 атм.

Измерение осмотического давления раствора используется для определения молекулярных масс даже разбавленных растворов, что позволяет оценивать молекулярные массы растворимых высокомолекулярных соединений, в частности, биополимеров. Заменив C(B) в формуле Вант-Гоффа соотношением (m(B) • 1000 / ?(B) • V), получим уравнение, позволяющее вычислять молекулярные массы растворенных веществ:

m(B) – масса растворенного вещества, V – объем раствора.

Если растворы характеризуются одинаковыми осмотическими давлениями, то по Вант-Гоффу такие растворы называются изотоническими. Независимо от природы растворенного вещества, изотоничность является следствием одинакового числа частиц в растворе.

Поскольку при растворении реальное число частиц может отличаться от числа растворенных молекул, Вант-Гофф ввел понятие изотонического коэффициента i. По определению это отношение числа всех частиц к числу растворенных молекул:

В бензольном растворе уксусной кислоты i < 1, ибо в этом растворе число частиц меньше числа молекул, в результате реакции ассоциации в соответствие с уравнением

Если же в растворе преобладает не ассоциативный, а диссоциативный или ионизационный механизмы взаимодействия, то i > 1. Так, в водном растворе уксусная кислота диссоциирует CH3COOH = CH3COO– + H+, и число частиц становится больше числа молекул. первый закон Рауля – парциальное давление над раствором прямо пропорционально мольной доле растворенного вещества. Второй закон Рауля – понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

Вопр 2

Коррозией (от лат. соггоАеге — разъедать) называется самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под влиянием окружающей среды. Ежегодно из-за коррозии теряется около четверти всего произведенного в мире железа. Однако не только потеря металлов, но и порча изготовленных из них изделий обходится очень дорого. Затраты на ремонт или на замену деталей судов, автомобилей, аппаратуры химических производств, приборов и коммуникаций во много раз превышают стоимость металла, из которого они изготовлены.

Коррозия вызывает серьезные экологические последствия. Утечка газа, нефти и других опасных химических продуктов из разрушенных коррозией трубопроводов приводит к загрязнению окружающей среды, что отрицательно воздействует на здоровье и жизнь людей. Понятно, почему на защиту металлов и сплавов от коррозии тратятся большие средства.

ЛЕГИРОВАНИЕ (нем. legieren — сплавлять, от лат. ligo — связываю, соединяю), 1) введение в состав металлических сплавов т. н. легирующих элементов (напр., в сталь — Cr, Ni, Mo, W, V, Nb, Ti и др.) для придания сплавам определенных физических, химических или механических свойств. 2) Введение примесных атомов в твердое тело (напр., в полупроводники для создания требуемой электрической проводимости). Легирование диэлектриков обычно называют активированием. ЖАРОУПОРНОСТЬ (жаростойкость, окалиностойкость), способность металлических материалов противостоять химическому разрушению поверхности под действием воздуха или др. окислительной газовой среды при высоких температурах. ЖАРОПРОЧНОСТЬ, способность конструкционных материалов (главным образом, металлических) выдерживать без существенных деформаций механические нагрузки при высоких температурах. Определяется комплексом свойств: сопротивлением ползучести, длительной прочностью и жаростойкостью.

=============================================БИЛЕТ 24.ВПОРОС 1

В водных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы. Кроме них в растворе есть ионы H+ и OH–, образующиеся вследствие диссоциации молекул воды. Если эти ионы при взаимодействии с ионами соли образуют плохо диссоциирующие соединения, то идет гидролиз соли – разложение соли водой с образованием слабого электролита. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли:

В первом случае гидролиз идет по катиону и pH < 7, во втором по аниону – pH > 7, а в третьем – по аниону и катиону, и величина pH в этом случае зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются.

Константа равновесия для первого случая

Так как [H2O] = const, то K• [H2O] = Kг – константа гидролиза. Тогда

Умножив числитель и знаменатель на [OH–], получим

Аналогично для гидролиза по аниону

Для гидролиза по катиону и аниону одновременно

Связь константы гидролиза со степенью гидролиза выводится подобно закону разбавления Оствальда и записывается так:

C – концентрация соли в моль/л.

Для малых значений ?г

Для многозарядных катионов и анионов гидролиз протекает ступенчато, причем в основном по 1-й ступени.

Например, для хлорида железа (FeCl3 > Fe3+ + 3Cl–) имеем:

Распространенной ошибкой при составлении уравнений гидролиза является использование сразу более одной молекулы воды.

Сравните:

· Правильно:

· Неправильно:

Гидролиз хлорида железа идет преимущественно по первой ступени из-за накапливания ионов H+ и недостатка гидроксильных ионов, необходимых для протекания реакции гидролиза ( ничтожно мала).

В результате гидролиза многозарядных катионов образуются основные соли Fe(OH)Cl2, Fe(OH)2Cl, а гидролиз многозарядных анионов приводит к образованию кислых солей (NaHCO3, NaH2PO4).

Явление гидролиза следует учитывать при приготовлении растворов. Для предотвращения гидролиза растворы солей, подвергающиеся гидролизу по катиону, необходимо подкислять.

Вопр 2

Коллоидные системы — это такие дисперсные системы, в которых размер частиц фазы от 100 до 1 нм. Эти частицы не видны невооруженным глазом, и дисперсная фаза и дисперсионная среда в таких системах отстаиванием разделяются с трудом.

Их подразделяют на золи (коллоидные растворы) и гели (студни).

1. Коллоидные растворы, или золи. Это большинство жидкостей живой клетки (цитоплазма, ядерный сок — кариоплазма, содержимое органоидов и вакуолей) и живого организма в целом (кровь, лимфа, тканевая жидкость, пищеварительные соки, гуморальные жидкости и т. д.). Такие системы образуют клеи, крахмал, белки, некоторые полимеры.

Коллоидные растворы могут быть получены в результате химических реакций; например, при взаимодействии растворов силикатов калия или натрия («растворимого стекла») с растворами кислот образуется коллоидный раствор кремниевой кислоты. Золь образуется и при гидролизе хлорида желе-за(1П) в горячей воде. Коллоидные растворы внешне похожи на истинные растворы. Их отличают от последних по образующейся «светящейся дорожке» — конусу при пропускании через них луча света. Это явление называют эффектом Тин-даля. Более крупные, чем в истинном растворе, частицы дисперсной фазы золя отражают свет от своей поверхности, и наблюдатель видит в сосуде с коллоидным раствором светящийся конус. В истинном растворе он не образуется. Аналогичный эффект, но только для аэрозольного, а не жидкого коллоида, вы можете наблюдать в кинотеатрах при прохождении луча света от киноаппарата через воздух кинозала.

Частицы дисперсной фазы коллоидных растворов нередко не оседают даже при длительном хранении из-за непрерывных соударений с молекулами растворителя за счет теплового движения. Они не слипаются и при сближении друг с другом из-за наличия на их поверхности одноименных электрических зарядов. Но при определенных условиях может происходить процесс коагуляции.

Коагуляция — явление слипания коллоидных частиц и выпадения их в осадок — наблюдается при нейтрализации зарядов этих частиц, когда в коллоидный раствор добавляют электролит. При этом раствор превращается в суспензию или

гель. Некоторые органические коллоиды коагулируют при нагревании (клей, яичный белок) или при изменении кислотно-щелочной среды раствора.

2. Вторая подгруппа коллоидных систем — это гели, или студни, представляющие собой студенистые осадки, образующиеся при коагуляции золей. К ним относят большое количество полимерных гелей, столь хорошо известные вам кондитерские, косметические и медицинские гели (желатин, холодец, желе, мармелад, торт «Птичье молоко») и конечно же бесконечное множество природных гелей: минералы (опал), тела медуз, хрящи, сухожилия, волосы, мышечная и нервная ткани и т. д. Историю развития жизни на Земле можно одновременно считать историей эволюции коллоидного состояния вещества. Со временем структура гелей нарушается — из них выделяется вода. Это явление называют синерезисом.

=============================================БИЛЕТ 25.Вопрос 1

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (?H), и энтропийным T?S, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж):

?G = ?H – T?S

(4.2)

При ?G < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ?G = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ?G > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен (рис. 4.4).

Записав уравнение (4.2) в виде ?H = ?G + T?S, получим, что энтальпия реакции включает свободную энергию Гиббса и «несвободную» энергию ?S · T. Энергия Гиббса, представляющая собой убыль изобарного (P = const) потенциала, равна максимальной полезной работе. Уменьшаясь с течением химического процесса, ?G достигает минимума в момент равновесия (?G = 0). Второе слагаемое ?S · T (энтропийный фактор) представляет ту часть энергии системы, которая при данной температуре не может быть превращена в работу. Эта связанная энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в виде тепла (рост хаотичности системы).

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия).

Анализ уравнения (4.2) позволяет установить, какой из факторов, составляющих энергию Гиббса, ответственен за направление протекания химической реакции, энтальпийный (?H) или энтропийный (?S · T).

· Если ?H < 0 и ?S > 0, то всегда ?G < 0 и реакция возможна при любой температуре.

· Если ?H > 0 и ?S < 0, то всегда ?G > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

· В остальных случаях (?H < 0, ?S < 0 и ?H > 0, ?S > 0) знак ?G зависит от соотношения ?H и T?S. Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; при комнатной температуре, когда значение T невелико, значение T?S также невелико, и обычно изменение энтальпии больше T?S. Поэтому большинство реакций, протекающих при комнатной температуре, экзотермичны. Чем выше температура, тем больше T?S, и даже эндотермические реакции становятся осуществляемыми.

Для оценки знака ?G реакции важно знать величины ?H и ?S наиболее типичных процессов. ?H образования сложных веществ и ?H реакции лежат в пределах 80–800 кДж• . Энтальпия реакции сгорания всегда отрицательна и составляет тысячи кДж• . Энтальпии фазовых переходов обычно меньше энтальпий образования и химической реакции ? – десятки кДж• , ? и ? равны 5–25 кДж• .

Зависимость ?H от температуры выражается соотношением ?HT = ?H° + ?Cp · ?T, где ?Cp – изменение теплоемкости системы. Если в интервале температур 298 К – Т реагенты не претерпевают фазовых превращений, то ?Cp = 0, и для расчетов можно пользоваться значениями ?H°.

Энтропия индивидуальных веществ всегда больше нуля и составляет от десятков до сотен Дж•моль–1K–1 (табл. 4.1). Знак ?G определяет направление реального процесса. Однако для оценки осуществимости процесса обычно пользуются значениями стандартной энергии Гиббса ?G°. Величина ?G° не может использоваться в качестве критерия вероятности в эндотермических процессах со значительным возрастанием энтропии (фазовые переходы, реакции термического разложнения с образованием газообразных веществ и др.). Такие процессы могут быть осуществлены за счет энтропийного фактора при условии

Вопр 2 АДСОРБЦИЯ (от лат. ad — на, при и sorbeo — поглощаю), поглощение газов, паров или жидкостей поверхностным слоем твердого тела (адсорбента) или жидкости. Адсорбенты обычно имеют большую удельную поверхность — до нескольких сотен м2/г. Физическая адсорбция — результат действия дисперсионных или электростатических сил. Если адсорбция сопровождается химической реакцией поглощаемого вещества с адсорбентом, то она называется хемосорбцией. В промышленности адсорбцию осуществляют в специальных аппаратах — адсорберах; применяют для осушки газов, очистки органических жидкостей и воды, улавливания ценных или вредных отходов производства.

=============================================БИЛЕТ 26

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы:

ее константа при 298 K равна

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равно

Отсюда произведение постоянных величин Kд•[H2O] = [H+]•[OH–] = const.

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды Kв, равна

Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды Kв = 10–14.

Равенство [H+] и [OH–] соответствует нейтральной среде [H+] = [OH–] = 1 • 10–7, при [H+] > 1 • 10–7 – кислой, при [H+] < 1 • 10–7 – щелочной.

Для определения кислотно-основных свойств раствора пользуются водородным показателем pH. По определению, это отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов: pH = –lg [H+].

Очевидно, –lg [H+][OH–] = –lg 1 • 10–14 дает pH + pOH = 14.

Тогда pH < 7 указывает на кислую среду, pH > 7 соответствует щелочной среде, pH = 7 – нейтральной среде.

Поскольку pH + pOH = 14, можно видеть, что pH может меняться от небольших отрицательных значений до величин, немного превышающих 14 (pH NaOH c C = 2 равен 14,3). На рис. 6.5 приведены pH некоторых бытовых растворов и пищевых продуктов.

=============================================