Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей

После изучения этой темы вы должны:

• иметь представление о следующих понятиях и величинах : ионное произведение воды, водородный показатель рН, гидролиз солей.

• освоить методы расчета значений рН для растворов кислот и оснований по их концентрациям и, наоборот, расчет концентраций по известному значению рН.

• уметь определять характер среды в водных растворах электролитов.

Вода – слабый электролит, диссоциирующий на катион водорода и анион гидроксила.

Н₂О  Н⁺+ОН^-. Константа диссоциации воды:

^

Кд = = 1,8^.10^-16; так как диссоциирует ничтожная часть молекул воды, то [H₂O] постоянная величина, Кд^.[H₂O] = const = K_H2O;

K_H2O = [H⁺]^.[OH^-] = 10^-14, (при 25⁰С) . Эту величину называют - ионным произведением воды.

В разбавленных растворах электролитов (солей, кислот, щелочей) K_H2O- постоянная величина. Зная [H⁺]^., можно вычислять ^.[OH^-] и наоборот.

При [H⁺] = [OH^-]=10^-7моль/л- среда нейтральная

При [H⁺]  [OH^-], [H⁺]10^-7моль/л- среда кислая

При [H⁺]  [OH^-], [H⁺]10^-7моль/л- среда щелочная.

Для характеристики среды раствора используют водородный показатель рН.

pН= -lg[H⁺], где [H⁺]-концентрация, моль/л

[H⁺] 10⁰ 10^-1 10^-2 10^-3 10^-4 10^-5 10^-6 10^-7 10^-8 10^-9 10^-10-10^-11 10^-12 10^-13 10^-14

моль/л увеличение кислотности увеличение щелочности

 

рН 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

рН  7 кислая среда рН = 7 нейтральная среда рН  7 щелочная среда

Определить рН можно с помощью индикаторов (табл. 10).

Таблица 10

Цвет универсального индикатора в зависимости от рН

рН	1-3	4,5	6	7	8	9,10	11-13
Цвет	красный	оранжевый	желтый	зеленый	бирюзовый	голубой	фиолетовый

Зная концентрацию одного из ионов воды в растворе, всегда можно вычислить концентрацию другого иона, исходя из ионного произведения воды.

Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ

Пример1. Определить рН 0,05 М H₂SO₄ серной кислоты.

Решение: 1 2

1. Напишем уравнение диссоциации кислоты H₂SO₄  2H⁺+ SO₄^2-

0,05 х

Считая степень диссоциации кислоты 100 %, находим, что из одной молекулы (моля) кислоты при диссоциации образуются 2 иона (моля) Н⁺.

2. Следовательно, что из 0,05 молей ее образуется х == 0.1 молей Н⁺, т.е. [H⁺] = 10^-1 моль/л  pH = -lg[H⁺] = -lg10^-1 = 1

П

1

1

ример 2. Определить рН 0,01М гидроксида аммония,  = 1%

Решение:

1. Напишем уравнение диссоциации NH₄OH  NH₄⁺+OH^-

^

2. Из уравнения видно, что из одной молекулы основания при диссоциации образуется один гидроксид-ион. Однако степень диссоциации основания – 1 %, поэтому при составлении пропорции по уравнению диссоциации необходимо найти концентрацию основания, которая подвергается диссоциации:

0,01 моль/л (общая конц-я) принимаем за 100 %

х (искомая конц-я) // ------ //------- // ------// -- 1 %

х = 10^-4 моль/л NH₄OH – концентрация, которая подвергается распаду.

3. Найдем концентрацию гидроксид-иона на основе уравнения диссоциации:

1 моль NH₄OH при распаде дает 1 моль ОН^-

10^-4 моль/л --//------- //------- //------х моль/л [OH^-]

х = 10^-4 моль/л концентрация гидроксид-иона

4. Из выражения ионного произведения воды, находим концентрацию ионов водорода:

[H⁺] = == 10^-10  pH = -lg[H⁺] = -lg10^-10 = 10.

Пример 3. Вычислить молярную концентрацию раствора H₂SO₄ c pH=4.

_{1 2}

Решение: 1. Напишем уравнение диссоциации кислоты H₂SO₄2H⁺+ SO₄^2-

х(См) 10^-4

Из уравнения видно, что из одной молекулы кислоты при диссоциации образуются 2 иона Н⁺. Если рН = 4  [H⁺] = 10^-pH = 10^-4 моль/л

2. Считая, что каждая молекула распадается на ионы (=100%) составим пропорцию по уравнению диссоциации:

1моль H₂SO₄ распадается на 2 моля Н⁺

х (См) -//------- //-------//------- //-10^-4 моль/л [H⁺]

х (См) ==5^. 10^-5 моль/л [H₂SO₄].