Ионное произведение воды. Водородный показатель, рН

Вода является слабым электролитом. Диссоциация воды выражается равновесием: НОН D Н⁺ + ОН .

Для воды и разбавленных водных растворов произведение равновесных концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов является величиной постоянной и при 298 К равно 10^-14 моль/л, т.е. [H⁺]·[OH ] = 10^-14, и называется ионным произведением воды.

Постоянство ионного произведения воды означает, что в любом водном растворе – нейтральном, кислом или щелочном всегда присутствуют оба вида ионов Н⁺ и ОН , где Н⁺ – носители кислотных свойств, ОН – носители основных свойств. Характер среды определяется теми ионами, концентрация которых больше.

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

[H⁺] > [ОH^-]; [H⁺] > 10^-7 моль/л – кислая среда;

[H⁺] < [ОH^-]; [H⁺] < 10^-7 моль/л – щелочная среда.

Для характеристики среды удобно пользоваться

водородным показателем – десятичный lg концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком: рН = – lg [H⁺], или гидроксидным показателем – десятичный lg концентрации гидроксид-ионов, взятый с обратным знаком: рОН = – lg [ОH ].

Тогда ионное произведение воды может быть выражено:

рН + рОН = 14.

Таким образом, кислая среда рН<7; нейтральная среда рН =7; щелочная среда рН >7.

Например, рассчитаем рН 0,001 М раствора КОН.

Гидроксид калия КОН диссоциирует на ионы: КОН D К⁺ + ОН .

Считаем, что степень диссоциации составляет 100 %, тогда концентрация ионов ОН равна концентрации раствора щелочи, то есть 10^{-3 М. Из правила «ионного произведения воды» определяем концентрацию ионов [}H⁺]:

[H⁺] = моль/л.

Определяем рН раствора: рН = –lg [H⁺] = –lg 10^-11 = 11. Поскольку рН > 7, среда щелочная.

 

Гидролиз солей

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями, в результате которого катион или анион соли образует с составными частями молекулы воды новое прочное соединение, а в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н⁺ или ОН , сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства.

Для оценки рН раствора соли при ее гидролизе можно воспользоваться схемой, в которой учитывается сила кислот и оснований, образующих данную соль. Сильный электролит определяет рН раствора.

Например:

 

Zn(NO3)2	Li2CO3	(NH4)2S	RbNO3
Zn(OH)2	HNO3	LiOH	H2CO3	NH4OH	H2S	RbOH	HNO3
слабый	сильный	сильный	слабый	слабый	слабый	сильный	сильный
pH < 7	pH > 7	pH ≈ 7	гидролизу не подвергается

а) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой – Zn(NO₃)₂.

При написании реакции взаимодействия соли с водой, проводим обмен между ионами соли и воды, при необходимости уравниваем стехиометрические коэффициенты и получаем уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде:

Zn(NO₃)₂ + 2H⁺OH = Zn(OH)₂ + 2 HNO₃.

Далее записываем уравнение реакции гидролиза в ионно-молекулярном виде. Для этого сначала, пользуясь приведенным выше перечнем электролитов, подчеркиваем слабые электролиты:

Zn(NO₃)₂ + 2HOH = Zn(OH)₂ + 2HNO₃.

Молекулы слабых электролитов оставляем без изменения, а остальные молекулы запишем в ионном виде:

Zn²⁺ + 2(NO₃) + 2HOH = Zn(OH)₂ + 2H⁺ + 2(NO₃) .

Проводим сокращение и приводим уравнение реакции:

Zn²⁺ + 2НОН = Zn(OH)₂ + 2H⁺.

Таким образом, между солью и водой происходит взаимодействие, образуется прочное соединение Zn(OH)₂ и появляется избыток ионов Н⁺, что определяет кислую среду, рН которой < 7.

Следует, однако, иметь в виду, что полученное уравнение реакции гидролиза дается в упрощенном виде и не дает полной информации об истинном составе всех получающихся продуктов. Так, при гидролизе солей многозарядных катионов и анионов процесс идет по ступеням и, как правило, заканчивается на I ступени. Например, гидролиз рассматриваемой соли Zn(NO₃)₂ по первой ступени выражается следующими уравнениями:

в молекулярном виде:

Zn(NO₃)₂ + HOH = Zn(OH)NO₃ + HNO₃;

в ионно-молекулярном виде:

Zn²⁺ + 2(NO₃) + HOH = Zn(OH)⁺ + 2(NO₃) + H⁺;

в сокращенном виде:

Zn²⁺ + HOH = Zn(OH)⁺ + H⁺.

В данном случае в процессе гидролиза образуется основная соль Zn(OH)NO₃ – нитрат-гидроксид цинка.

 

б) Соль образована сильным основанием и слабой кислотой – Li₂CO₃.

В молекулярном виде:

Li₂CO₃ + 2Н⁺ОН = 2LiOH + H₂CO₃;

в ионно-молекулярном виде:

2Li⁺ + CO + 2HOH = 2Li²⁺ + 2OH + H₂CO₃;

в сокращенном виде:

CO + 2НОН = 2ОН + Н₂СО₃.

Так как в результате реакции гидролиза появляется избыток ионов ОН , то среда щелочная и рН > 7.

Гидролиз по первой ступени выражается следующими уравнениями:

в молекулярном виде:

Li₂CO₃ + НОН = LiНСО₃ + LiOH;

в ионно-молекулярном виде:

2Li⁺ + CO + HOH = 2Li⁺ + (HCO₃) + OH ;

в сокращенном виде:

CO + НОН = (HCO₃) + OH .

В результате гидролиза образуется кислая соль LiHCO₃ – гидрокарбонат лития.

 

в) Соль образована слабым основанием и слабой кислотой – (NH₄)₂S.

В молекулярном виде:

(NH₄)₂S + 2Н⁺ОН = 2 NH₄OH + H₂S;

в ионно-молекулярном виде:

2NH₄⁺ + S + 2HOH = 2 NH₄OH + H₂S.

В результате реакции гидролиза образовались прочные соединения NH₄OH и H₂S, т.е. происходит необратимый гидролиз соли. А так как в правой части отсутствует избыток ионов Н⁺ или ОН , то рН раствора не меняется, среда нейтральная (рН ≈ 7). Незначительные отклонения рН от 7 в ту или иную сторону зависят от степени диссоциации NH₄OH и H₂S.

 

г) Соль образована сильным основанием и сильной кислотой – RbNO₃.

В молекулярном виде:

RbNO₃+ Н⁺ОН = RbOH + HNO₃;

в ионно-молекулярном виде:

Rb⁺ + NO + HOH = Rb⁺ + OH + H⁺ + NO ;

в сокращенном виде:

НОН = Н⁺ + ОН .

Таким образом, по сокращенному виду, отражающему суть реакции, очевидно, что в данном случае процесс связан с диссоциацией молекул воды, а молекулы соли в реакции не участвуют. То есть соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается. Так как в правой части реакции присутствуют ионы Н⁺ и ОН , то среда будет нейтральная и рН = 7.

 

Количественно гидролиз можно охарактеризовать:

1) константой гидролиза К _г – константа равновесияпроцесса гидролиза;

2) степенью гидролиза β – отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул.

Поскольку гидролиз – процесс обратимый, то рано или поздно устанавливается равновесие, и его можно сдвинуть в ту или иную сторону. Для усиления гидролиза необходимо: повысить температуру, (так как гидролиз эндотермический процесс), разбавить раствор, снизить концентрацию продуктов гидролиза. Для подавления гидролиза: снизить температуру; повысить концентрацию продуктов гидролиза.