2. Расчёт концентрации ионов водорода и гидроксильных групп в водном растворе.

Сильные кислоты и основания. В водных растворах они диссоциируют полностью. Содержание ионов Н+ и ОН- раствора опре­деляется просто концентрацией соединений:

1. Дана 0,1 М НС1. При таком разбавлении НС1 является силь­ной кислотой и [Н⁺]=С_HCL =0,1 г-ион/л, где [Н⁺] – концентра­ция ионов Н⁺; С_HCL – молярная концентрация кислоты.

2. Дана 0,1 М H₂SО₄, так как серная – сильная двухосновная кислота, то [Н+]=2С_кисл==0,2 г-ион/л. Приведенный пример показывает, что не только молярность, но и основность кислот и оснований ска­зывается на концентрации ионов Н⁺ или ОН^- . Поэтому целесо­образно концентрации кислот и оснований выражать в нормальностях N их растворов.

1. Дана 0,1н НС1

[H⁺] = N_HCl = 0,1 г-ион/л

2. Дана 0,05 М H₂SО₄. Нормальность N такой кислоты опреде­лится выражением (n_н - число ионов Н⁺ в кислоте)

N = Mn_H = 0,05∙2 = 0,1

[H⁺] = = 0,1 г-ион/л

Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе сильной кислоты равна нормальности кислоты, а концентрация ионов гидроксила в растворе сильного основания равна нормальности осно­вания.

Слабые кислоты. Они диссоциируют в водных растворах только частично и расчет [Н⁺] и [ОН^-] следует вести совсем иначе, чем для сильных электролитов. Если НАn слабая одноосновная кислота, то в ее водном растворе устанавливается динамическое равновесие:

H An H⁺ + An^-

Из уравнения следует, что [Н⁺]=[An^-]. Т.о. вместо [An^-] можно подставить [H⁺].

или

Но [НАn] – концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна разности между общей концентрацией кислоты С_HAn и ее диссоциированной частью:

Каждая молекула кислоты при диссоциации образует один ион Н+, поэтому

Подставляем вместо значение, получаем:

[HAn] = C_HAn – [H⁺].

Тогда можно записать так:

[H⁺]² = K(C_Han – [H⁺]).

Решение уравнения приобретает смысл только при знаке “+” перед корнем:

.

Если кислота очень слабая, т. е, [Н⁺] ≈ 0, то приближенно можно принять:

[HAn] = C_HAn.

Тогда выражение для [Н+] в растворе упрощается:

Слабые основания. Даже однокислотные слабые основания диссоциированы в растворе частично

K tOH Kt⁺ + OH^- ,

где Kt+ – катион основания.

Основание однокислотное, поэтому [Kt⁺]=[OH^-], и тогда К_дисс запишется так:

или

[OH^-]² = K_дисс[KtOH]

где

[KtOH] = C_KtOH - = C_KtOH – [OH^-]

После подстановки [KtOH] из уравнения в уравнение для [ОН^-]² находим

.

Для очень слабых оснований

[OH^-] = (K_диссС_KtOH)^1/2.

Вода—слабый электролит. Водородный показатель рН. Чистая вода, хотя и незначительно, но проводит электрический ток и явля­ется, следовательно, слабым электролитом. Процесс ее электроли­тической диссоциации выражается уравнением

H ₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^-

или более просто

H ₂O H⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды К_дисс._н,о==1,8 ∙ 10^-16 при 25°С пред­ставляет величину крайне малую, следовательно, практически все молекулы находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому можно принять концентрацию нераспавшихся молекул равной общей молярной концентрации воды:

моль/л

Подставляя значения Н₂О и К при 25⁰С, получим:

откуда

[H⁺] [OH^-]= 10^-14

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксила в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды:

В чистой воде [H⁺] = [OH^-], поэтому

или

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 г-ион/л

При повышении температуры воды и растворов энергия молекул и колебательное движение атомов увеличивается. Связи в молеку­лах ослабляются, степень и константа диссоциации растут. Соот­ветственно растет ионное произведение воды и концентрация ионов Н+ и ОН-. При 100° С в воде

[H⁺] = [OH^-] = 10^-6 и

В кислых или щелочных растворах равенство нарушает­ся. В кислотной среде:

[H⁺]>[OH^-] и [H⁺]>10^-7>[OH^-] г-ион/л

а в щелочной:

[OH^-]>[H⁺] и [OH^-]>10^-7>[H⁺] г-ион/л

При подсчете [Н⁺] и [ОН^-] из соотношений

[H⁺] = K_W/[OH^-], [OH^-] = K_W/[H⁺]

удобнее пользоваться не абсолютными величинами Kw, [H⁺] и [ОН^-], а их отрицательными десятичными логарифмами, обозначае­мыми соответственно рК, рН и рОН:

pK = -lgK_W (при 25⁰С рК =14)

рН = -lg [H⁺],

pOH = -lg[OH^-].

Так как эти величины однозначно связаны между собой, то можно пользоваться только одной из них, вычисляя по две осталь­ные. Из соображений практического удобства был выбран водо­родный показатель рН: большинство растворов, с которыми при­ходится иметь дело на практике, кислотные.

Определение рН имеет колоссальное значение как в технике, при химических превращениях, так и в медицине (кровь имеет рН 7,3—7,45). Любой значительный воспалительный процесс ведет к изменению рН крови. Обычно величину рН измеряют при помощи индикаторов–веществ, способных менять свою окраску в зависи­мости от кислотности среды (табл.6). Современные измерения рН производятся при использовании электрохимических методов, точ­ность которых составляет ±0,01 единицы рН. При помощи индика­торов в титриметрическом анализе определяют количество кислоты или щелочи, израсходованное в процессе реакции.

Таблица 6