Диссоциация воды. рН - водородный показатель

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Электролиты – химические вещества и системы, в которых прохождение электрического тока осуществляется за счет движения ионов. Такие проводники относятся к проводникам второго рода. Наличие свободных ионов объясняется явлением диссоциации (ионизации) – распадом молекул на ионы: а) при образовании растворов - под действием полярных молекул растворителя (электролитическая диссоциация); б) при образовании расплавов - в результате термического распада (термическая диссоциация). В зависимости от степени электролитической диссоциации a = n/N, (где n – число распавшихся молекул, N-исходное число растворенных молекул) электролиты подразделяются на сильные (a »1), слабые (a < 0,03) и средней силы (0,03 <a <0,3). Степень диссоциации зависит от концентрации электролита (чем больше концентрация – тем меньше степень диссоциации). Для расчетов пользуются не концентрацией электролита, а его эффективной концентрацией – активностью (а) а = f•C_м. В этом уравнении f-коэффициент активности (определяется экспериментально) учитывает отклонение активности от концентрации. Для разбавленных растворов слабых электролитов f можно считать равным единице и для расчетов можно использовать концентрацию – С_м.

Диссоциация кислот, оснований

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, кислотой называется вещество, которое при диссоциации отщепляет свободные ионы водорода Н⁺, а основанием – вещество, которое при

диссоциации отщепляет свободные ионы гидроксида ОН^-. Основания, образованные щелочными металлами (Li, Na, K и т.д. ), являются сильными электролитами (a »1) и называются щелочами. Диссоциация кислот и оснований протекает ступенчато: последовательно отщепляется ион Н⁺ ( или ОН^-), т.е. число ступеней зависит от основности кислоты (числа атомов Н в молекуле) или от кислотности основания (числа гидроксидных групп ОН^-). Например: диссоциация Н₃РО₄ протекает в три ступени:

I Н₃РО₄ ⇄ Н⁺ + Н₂РО₄^- a ₁ <1;

II Н₂РО₄^- ⇄ Н⁺ + НРО₄^2-, a ₂ <a ₁;

III НРО₄^2- ⇄ Н⁺ + РО₄^3-, a ₃ <a ₂ <a ₁;

а Zn(OH)₂ в две ступени:

I Zn(OH)₂ ⇄ ZnOH⁺ +OH^-;II ZnOH⁺ ⇄ Zn²⁺+ OH^-

Процесс диссоциации солей определяется типом соли: средние соли распадаются одноступенчато, диссоциация кислых и основных определяется «остатком» кислоты (или основания) в составе соли. Например, основная соль MgOHCl диссоциирует в 2 ступени:

I. MgOHCl ⇄ MgOH⁺ + Cl^-, a =1; II. MgOH⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^- a<1.

Обратимый процесс диссоциации слабых электролитов характеризуется константой диссоциации К_д. Например, для слабой уксусной кислоты, процесс диссоциации которой идет в соответствии с уравнением CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO ^-,

К_д = . В зависимости от величины К_д

электролиты подразделяются на сильные ( К_д >10^-3) и слабые ( К_д< 10 ^-3). К_д зависит только от природы электролита и температуры и является табличной величиной.

Для слабых электролитов бинарного типа (распадаются на один катион и один анион) взаимосвязь между исходной концентрацией растворенного вещества (молярностью См), концентрациями ионов, нераспавшихся молекул, степенью и константой диссоциации выражается законом разведения (разбавления) Оствальда:

Реакция диссоциации АВ ⇄ А⁺ + В^-

Концентрации ионов в растворе [A⁺] = [B^-] = a C_м

Концентрация нераспавшихся молекул [AB] = (1-a) C_м

Уравнение Оствальда для слабых (ά→0, К_д<10^{- 4} ) электролитов К_д = a²С_м

Диссоциация воды. рН - водородный показатель

Вода хотя и весьма незначительно, но все же диссоциирует на ионы:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-. Следовательно, вода является типичным амфотерным электролитом, т.е. она может действовать в равной степени и как кислота и как основание. Установлено, что константа диссоциации воды равна

Судя по значению этой величины, вода является очень слабым электролитом. Произведение концентраций водородных и гидроксид-

ионов, которое при данной температуре является постоянной величиной,

называется ионным произведением воды, его обозначают К_w или К_Н2О. При 25⁰С К_w =[Н⁺][ОН^-]=10^-14. Для процессаН⁺_(р) + ОН^- _(р) ® Н₂О_(р) ,

DН⁰₂₉₈= -56кДж/моль; обратный процесс - диссоциация воды является эндотермическим процессом. Отсюда, в соответствие с принципом Ле-Шателье, температура будет оказывать влияние на К_w.

Для характеристики кислотности раствора используют водородный показатель (рН). рН = - lg[H⁺], где [H⁺] - концентрация ионов водорода в моль/л. Т.к. К_w ¹ 0, то и не может быть водного раствора, в котором концентрация Н⁺ или ОН^- равнялась бы нулю. Следовательно, в любом водном растворе присутствуют совместно ионы Н⁺ и ОН^-. Для нейтральной среды [Н⁺] = [ОН^-] = =10^-7 моль/л, следовательно рН=7. В кислой среде [Н⁺]> 10^-7моль/л, т.е. 0< рН <7, в щелочной среде [ОН^-]> 10^-7моль/л, т.е. 7<рН£14.

Шкала рН для ст.усл.:

[Н⁺], моль/л: 1 10^-7 10^-14

рН : 0 кислая среда 7 щелочная среда 14

Примеры решения задач

Задача 1.Рассчитать концентрацию ионов водорода в растворе HCN (С_м = 10^-3М), если a = 4,2∙10^-3.

Решение:Диссоциация цианистоводородной кислоты протекает по уравнению HCN ⇄ H⁺ + CN^-; концентрации ионов [H⁺] и [CN^-] в

растворе равны между собой (т.к. n_Н+ : n_СN- = 1:1,

где n - стехиометрические коэффициенты) т.е. [H⁺] = [CN^-] = a C_м, моль/л; Тогда [H⁺]=[CN^-] = 4,2∙10^-3∙ 10^-3 = 4,2×10^-7 моль/л.

Задача 2.Рассчитать концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в рстворе NH₄OH, концентрацией С_м= 0,01М, если К_д = 1,8×10^-5.

Решение: Гидроксид аммония диссоциирует следующим образом:

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^- константа диссоциации имеет вид К_д= ; концентрации ионов аммония [NН₄⁺] и гидроксида [OH^-] совпадают (n (NH₄⁺) :n (OH^-) = 1:1), обозначим их за х:

[NH₄⁺] = [OH^-] = х моль/л, тогда выражение для К_д примет вид

1,8×10^-5 = х²/ 0,01-х. Считая, что х<< С_м, решаем уравнение

1,8×10^-5=x²/ 0,01, относительно х: х = =4,2∙10^-4моль/л; [OH^-]= 4,2∙10^-4 моль/л.

Концентрации ионов водорода и гидроксида связаны через ионное произведение воды К_w= [H⁺][OH^-] =10^-14, выразим концентрацию ионов водорода [H⁺] = K_w/[OH^-] и рассчитаем её значение [H⁺]=1×10^-14/4,2×10^-4 @ 2,3×10^-11моль/л.

Задача 3. Определить рН раствора НСl (a=1), если С_м =2∙10^{-3 М}

Решение: Диссоциация соляной кислоты протекает по уравнению

HCl ® H⁺ + Cl^-, концентрация ионов водорода [H⁺] = a C_м =1∙2∙10^-3 = 2∙10^-3 моль/л. Водородный показатель рН = - lg[H⁺] = - lg2∙10^-3 = 2,7. Ответ: рН=2,7

Задача 4. Определить молярную концентрацию гидроксида аммония, если рН=11, а Кд=1,8∙10^-5.

Решение: Концентрация ионов водорода [H⁺]=10^-pH=10^-11моль/л. Из ионного произведения воды определяем концентрацию [OH^-] = K_w/[H⁺] = 10^-14/10^-11=10^-3моль/л. Гидроксид аммония - слабое основание и характеризуется уравнением реакции диссоциации

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^-. Выражение для константы диссоциации

К_д=. из закона Оствальда следует, что [NH₄⁺ ] = [OH^-] = a∙C_м, а К_д = a²С_м. Объединяя уравнения, получим С_м= [OH^-]² /K_д = 10^-6/ 1.8∙10^-5 = 0,056 моль/л