7.6. Произведение растворимости

Пусть насыщенный раствор какого-нибудь сильного электролита вида В₂А₃ находится в равновесии со своими кристаллами:

В₂А_{3 кр.}2В³⁺+ 3А^2-.

Константа равновесия будет равна

, (7.11)

где а_В3+иа_А2-- активности ионов в растворе;АВ₂В₃– активность электролита в осадке.

Так как АВ₂В₃при каждой данной температуре постоянна, то и числитель правой части приведенного уравнения при данной температуре тоже является величиной постоянной:

. (7.12)

Постоянная L_a носит название произведения растворимости, если в растворе отсутствуют другие электролиты, образующие ионы, например в случае раствораAgCl, то

.

Учитывая малую растворимость хлористого серебра, можно от активностей перейти к концентрациям. Тогда

и растворимость хлористого серебра равна

.

Если к насыщенному раствору хлористого серебра прибавить электролит, содержащий один общий с ним ион, то увеличение общей концентрации, например ионов Cl^-, вызовет уменьшение концентрацииAg⁺.

Прибавление электролита, не содержащего общих ионов, может влиять на растворимость электролита лишь в той степени, в которой возрастание ионной силы раствора будет вызывать изменение коэффициентов активностей и, следовательно, самих активностей.

7.7. Электролитическая диссоциация воды

Хотя вода часто рассматривается как вещество, практически не диссоциирующее на ионы, однако в действительности в очень малой степени вода всегда диссоциирует по уравнению Н₂О  Н⁺ + ОН^-.

Правда, необходимо помнить, что водородные ионы всегда образуют в воде ионы гидроксония Н₃О⁺. Но для простоты обычно используют в качестве обозначения ион Н⁺, так как это не отражается на выводах. В растворах, содержащих кислоты, образуемые ими водородные ионы влияют на положение равновесия в реакции. В случае щелочей на равновесие влияют ионы гидроксила. Для Н₂О:

. (7.13)

Для разбавленных растворов или для чистой воды вместо активности можно использовать концентрации:

. (7.14)

Степень диссоциации воды невелика, поэтому примем концентрацию ее постоянной и объединим с константой диссоциации воды в виде

C_н+ · C_он-= К_В,

где К_В– величина постоянная:

К_В= К_Д·C_Н2О . (7.15)

Эта постоянная носит название ионного произведения воды. При 25 ^оС ионное произведение водыК_В= 1,008 · 10^-14. В чистой воде, а также в любой другой нейтральной средеC_н+ = C_он-(условие нейтральности), тогда

C_н+ = C_он-== 1,004 · 10^-7грамм-ионов в литре

и, следовательно, степень диссоциации αравна

.

7.8. Концентрация водородных ионов

Однозначная связь между концентрациями ионов водорода и ионов гидроксила используется для характеристики кислотности и щелочности различных сред. Эти два понятия равнозначны, однако условились использовать для характеристики растворов активность водородных ионов. Практически используется не сама величина а_Н+, а так называемый водородный показатель рН, который определяется формулой

рН = - lgа_Н+, (7.16)

для разбавленных растворов

рН = - lgС_Н+. (7.17)

Водородным показателем называется величина, характеризующая активность (или концентрацию) водородных ионов и численно равная отрицательному десятичному логарифму этой активности (или концентрации, выраженной в грамм-ионах на литр). При 25 ^оС в нейтральной среде рН = 7, но с повышением температуры (поскольку реакция эндотермична) степень диссоциации повышается и наоборот:

- lgа_Н+ -lgа_ОН- = 14; -lgа_Н+= рН; -lgа_ОН- = рОН.

рН + рОН = 14 рН = 1 рОН = 13.

Тогда для сильных кислот:

HClH⁺+Cl^-C_(HCl)=C_(H+) (для разбавленных растворов)

pН = -lgC_H+.

Для растворов сильных оснований:

NaOHNa⁺+OH^-;

C_(NaOH) =C_OH-;pOH= -lgC_OH-;

pH= 14 –pOH= 14 +lgC_OH-.

Слабые кислоты и слабые основания диссоциируют не полностью. Их способность к диссоциации определяется константой диссоциации и степенью диссоциации. В этом случае взаимосвязь между рН, рКи концентрацией слабой кислоты выглядит следующим образом:

К_Д и С СН₃СООНСН₃СОО^-+ Н⁺

,

если [CH₃COOH] =C_K, то:

;

-lg[ Н⁺] = ½ (-lgK_Д–lgC_к);

рН = ½ рК – ½ lgC_к.

Для слабых оснований

NH₄OHNH₄⁺+OH^-

;

рОН = ½ рK_осн–½lgC_осн; рН = 14 – ½ рK_осн+ ½lgC_осн .

Для слабых кислот существует следующая взаимосвязь между их концентрацией, степенью диссоциации и рН раствора:

рН = - lg(Ск).

В случае слабых оснований

pН = 14- рН = 14 +lgC_осн .