Ионное произведение воды. Водородный показатель

Занятие 5. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами.

Соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами. Электролиты проводят ток за счет образования ионов, этой способностью обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания).

Кислота ↔ m Н⁺ + Кисл. остаток ^m—

Основание ↔ Ме ⁿ⁺ + n ОН ^—

Соль ↔ Ме ⁿ⁺ + Кисл.остаток ^m—

Процесс распада электролитов на ионы при растворении или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

Сильные электролиты распадаются на ионы полностью. В растворах слабых электролитов одновременно с ионами существуют молекулы. Для определения силы электролитов следует помнить:

Кислоты. К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄. Почти все остальные кислоты – слабые электролиты.

Основания. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Слабый электролит – NH₃, а также все нерастворимые основания.

Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений, — электролиты сильные. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.

Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Вода, являясь электролитом, в незначительной степени диссоциирует (распадается) на ионы Н⁺ и ОН^—, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^— (1)

Равновесную концентрацию ионов обычно обозначают с помощью квадратных скобок [ ] и выражают в молях ионов в 1 л раствора. Как видно из уравнения диссоциации воды (1), в ней концентрации ионов Н⁺ и ОН^— одинаковы. Опытом установлено, что в 1 л воды при комнатной температуре (22° С) диссоциации подвергаются лишь 10^-7 моль и при этом образуется 10^-7 моль/л ионов Н+ и 10^-7 моль/л ионов ОН^- (гидроксид-ионов).

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называется ионным произведением воды (обозначается Кв). При определенной температуре Кв — величина постоянная. Численное значение его при 22° С равно 10^-14:

Кв = [Н⁺] [ОН ^—] = 10^-7 × 10^-7 = 10^-14 (2)

Постоянство произведения [Н+] [ОН ^—-] означает, что в любом водном растворе содержатся как Н ⁺ -ионы, так и гидроксид-ионы ОН^—-. А так же, что при уменьшении концентрации одного из ионов воды соответственно увеличивается концентрация другого иона.

Таким образом, кислотность и щелочность раствора можно выражать через концентрацию либо ионов Н+, либо ионов ОН^—. На практике пользуются первым способом. Тогда для нейтрального раствора [Н+]=10^-7, для кислого [Н+] > 10^-7 и для щелочного [Н+] < 10^-7 моль/л.

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН (читается «пэ-аш») (от лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода»). Понятие «водородный показатель» было введено датским химиком С. Сёренсеном в 1909 г

Водородным показателем рН называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

рН = —^-lg[H⁺] (5)

где [Н⁺] — концентрация ионов водорода, моль/л.

С помощью рН реакция растворов характеризуется так: нейтральная рН 7, кислая рН<7, щелочная рН>7.

Значение водородного показателя среды

Многие производственные процессы в химической, пищевой, текстильной и других отраслях промышленности протекают лишь при определенной реакции среды. В фотохимии среда раствора влияет на:

1. Скорость протекания химических процессов

2. Химическое созревание фотоэмульсии

3. Механизм дубления фотоэмульсии

Способы определения водородного показателя

1. Качественно кислотность или щелочность среды определяют с помощью обычных индикаторов (лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый).

2. Примерное значение можно определить при помощи универсальной индикаторной бумаги.

3. Точные инструментальные методы определения рН — с помощью прибора рН-метра.

Гидролиз солей.

Гидролиз солей можно представить, как взаимодействие ионов соли молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита. С молекулами воды взаимодействует ион, принадлежащий слабому электролиту Возможны 4 случая протекания гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):

NaCl ↔ Na+ + Cl—

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

Гидролиз проходит по катиону, при этом среда носит кислый характер, т.е. рН ˂ 7:

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl^—

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺

Суммарное NH4Cl+ HOH ↔ NH₄OH + HCl

Понятно, что чем меньше сила основания, тем в большей степени протекает гидролиз.

Если соль образованна слабым основанием многовалентного металла и сильной кислотой, то ее гидролиз будет протекать ступенчато:

FeCl₂ ↔ Fe ²⁺ + 2Cl ^—

I ступень Fe ²⁺ + HOH ↔ (FeOH)⁺ + H⁺

Суммарное FeCl₂ + HOH ↔ (FeOH)Cl + HCl

II ступень (FeOH)+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + H+

Суммарное (FeOH)Cl + HOH↔ Fe(OH)2 + HCl

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой

Гидролиз протекает по аниону, и в его результате создается щелочная среда, pH > 7:

NaCN ↔ Na+ + CN^—

CN^— + HOH ↔ HCN + OH^—

Суммарное NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH

Возможен гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В этом случае гидролиз протекает по ступеням:

Na₂SO₃ ↔ 2Na⁺ + SO₃^2-

I ступень SO₃^2- + HOH ↔ HSO₃^— + OH^—

Na₂SO₃ + HOH ↔ NaHSO₃ + NaOH

II ступень HSO₃^— + HOH ↔ H₂SO₃ + OH^—

NaHSO₃ + HOH ↔ H₂SO₃ + NaOH

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

Гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону. Такого типа гидролиз протекает особо полно, обычно с образованием малорастворимого вещества:

Al₂S₃ + 6HOH ↔ 2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑

Влияние различных факторов на протекание гидролиза:

Фотографические смеси часто рекомендуют готовить перед применением, растворять в холодной воде. При необходимости сохранять растворы - хранить их в прохладном месте. Эти требования связаны с гидролизом, который соответствии с принципом Ле-Шателье, усиливается при повышении температуры и при разбавлении растворов.