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+ + SO32-

I ступень SO32- + 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.