2. Ионное произведение воды; рН растворов

Вода является слабым электролитом и в очень незначительной степени диссоциирует на ионы:

H₂0 ↔ H⁺ + 0H^-

Молярная концентрация ионов водорода и гидроксид - ионов в воде при 22 ^оС равна 10^-7 моль/л.

Выражение константы диссоциации воды:

K_дис = ([H⁺] [ 0H^- ])/ [H₂0]

Отсюда следует: К_дисс [H₂0] =[H⁺] [ 0H^- ]

Так как степень диссоциации воды очень мала, то в уравнении концентрацию недиссоциированных молекул воды [H₂0] можно считать величиной постоянной. Следовательно, и произведение K_дисс[H₂0] является величиной постоянной:

К_в = [H⁺] [0H^-].

Из уравнения следует, что для воды произведение концентраций - ионов водорода и гидроксид – ионов – есть величина постоянная (при постоянной температуре). Эта постоянная величина называется ионным произведением воды и обозначается К_в. Добавление к воде кислот, щелочей и солей смещает равновесие: H₂0 ↔ H⁺ + 0H^-, но как бы не менялись концентрации ионов Н⁺ и ионов 0Н^- в растворе, произведение их остается величиной постоянной, следовательно, иное произведение воды является величиной постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ.

Численное значение при комнатной температуре (при 22 ^оС):

K_в = [H⁺] [0H^-] = 10^-14,

поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко рассчитать концентрацию второго иона:

[H⁺] = 10^-14/[OH^-] моль/л; [0H^-] = 10^-14/[H⁺] моль/л

Таким образом, реакция любого водного раствора может быть количественно охарактеризована концентрацией только одного из ионов воды:

нейтральная среда : [H⁺] = 10^-7 моль/л;

кислая среда: [H⁺] > 10^-7 моль/л;

щелочная среда: [H⁺] < 10^-7 моль/л.

Реакцию среды удобно выражать в логарифмической шкале, вводя так называемый водородный показатель pH.

Водородным показателем называется десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком: pH = - lg [H⁺].

Исходя из значения pH, реакция среды может быть охарактеризована следующим образом:

нейтральная среда: pH = 7;

кислая среда: pH < 7;

щелочная среда: pH > 7.

Гидроксильным показателем называется десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов, взятый с обратным знаком: pОH = - lg [ОH^-].

рН + рОН = 14.

Кислотность и щелочность среды определяются с по­мощью реактивов, изменяющих свой цвет в зависимости от отно­сительных концентраций ионов Н⁺ и ОН^-. Эти реактивы называют индикаторами. В качестве индикаторов применяют лакмус, мети­ловый оранжевый, фенолфталеин, универсальный индикатор и др.

3. Реакции в растворах электролитов

Реакции, протекающие в растворах электролитов, сводятся к взаимодействию между ионами растворенных веществ. Реакции в растворах электролитов идут только в том случае, если в результате электростатического взаимодействия разноименно заряженных ионов образуются молекулы нового вещества: труднорастворимого, газообразного или малодиссоциированного. Если ни одно из таких веществ при реакции не образуется, то не происходит и самой реакции. К слабым электролитам относятся не только молекулы слабых кислот и оснований, но и их ионы, образующиеся при диссоциации по первой ступени или по второй (например, HPO₄^2-, HCO₃^-, MgOH⁺). Константа диссоциации их, как правило, меньше, чем константы диссоциации соответствующих им кислот и оснований. К слабым электролитам относятся и относительно устойчивые комплексные ионы.

Если в реакцию вступают слабые электролиты, летучие или малорастворимые вещества, то реакции происходят в тех случаях, когда образующиеся вещества будут менее диссоциированными, более летучими, менее растворимыми.

При составлении ионных уравнений реакций формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде. Слабые элек­тролиты и труднорастворимые вещества в ионных уравнениях, как в правой, так и в левой части равенства, изображают формулами недиссоциированных молекул.

Реакции, идущие с образованием слабых электролитов

а) Реакция нейтрализации - процесс взаимодействия основания с кислотой, приводящий к образованию соли и воды.

1. KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂0

OH^- + H⁺ = H₂O

Образование 1 моль воды из ионов и при нейтрализации сильных кислот сильными основаниями сопровождается выделением 57,54 кДж теплоты (теплота нейтрализации).

Реакция нейтрализация может протекать между сильным основанием и слабой кислотой или слабым основанием и сильной кислотой, слабым основанием и слабой кислотой. В таких системах устанавливается химическое равновесие, так как имеет место обратный процесс. Реакции среды не будет нейтральной:

2. KOH + CH₃COOH ↔ CH₃COOK + H₂0

В ионной форме: OH- + CH₃COOH ↔ CH₃COO- + H₂0

3. NH₄OH + HCl ↔ NH₄Cl + H₂0

В ионной форме: NH₄OH + H⁺ ↔ NH₄⁺ + H₂0

В этих случаях слабые электролиты имеются в числе как исходных, так и конечных продуктов. Равновесие в подобных системах смещается в сторону образования веществ с меньшей К_дис, т.е. процессы в этих системах направлены в сторону образования более слабых электролитов и приводят к более полному связыванию ионов: H⁺ (в реакции 2), ОН^- (в реакции 3).

б) Реакции, идущие с образованием слабых кислот или оснований:

1. CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

Ионное уравнение реакции: CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH

2. KCN + CH₃COOH = CH₃COOK + HCN

Ионное уравнение реакции:

CN^- + CH₃COOH = HCN + CH₃COO^-

В результате реакции (2) образуется более слабый электролит HCN: К_дис(HCN) < К_дис(CH₃COOH). Концентрация ионов H⁺ понижается за счет более полного связывания их ионами CN^- в молекулы HCN.

в) Реакции, сопровождающиеся образованием комплексного иона:

Zn(OH)₂ + 2NaOH ↔ Na₂[Zn(OH)₄]

Zn(OH)₂ + 2OH^- ↔ [Zn(OH)₄]^2-