|
Електролітична дисоциация води. Іонний добуток води. Водний показник рН і гідроксильний показник рОН, визначення рН розчинів сильних та слабих кислот. ⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 3 Хімічно чиста вода є надзвичайно слабким електролітом, але дуже незначною мірою вона може піддаватися електролітичній дисоціації (точніше – іонізації): Н2О → Н+ + ОН–. Завдяки малим розмірам йонів Н+ вони миттєво гідратуються з утворенням йонів гідроксонію Н3О+ за схемою: Н+ + Н2О à H3O+ + OH–, або H2O + H2O Û H3O+ + OH–. Доведено, що гідратація йонів Н+ – це необоротний процес з константою рівноваги приблизно 10146, тобто йони Н+ гідратуються практично повністю. Реакція, що відповідає рівнянню 2Н2О →Н3О++ОН–, називається автопротоліз води, під час якого одна молекула води відщеплює йон Н+ (протон) і відіграє роль кислоти, а друга, яка приєднує протон з утворенням Н3О+, – роль основи Схема автопротолізу води Однак для зручності при запису дисоціації води користуються скороченим рівнянням: Н2О → Н+ + ОН–. На основі експериментальних досліджень встановлено, що при температурі 220С ступінь дисоціації води дуже малий: aН2О=1,8×10–9, тобто на йони розпадається тільки одна молекула із приблизно 1800000000. Зрозуміло, що вода належить до надзвичайно слабких електролітів і підлягає закону діючих мас. Тому для неї можна записати вираз константи дисоціації: Або [H+]×[OH–] = Kдис×[H2O]. Невелике значення ступеня дисоціації води (aН2О=1,8×10–9) свідчить про сильне зміщення рівноваги дисоціації вліво, тому концентрацію H2O при постійній температурі можна вважати постійною. Отже, добуток постійних величин у правій частини рівняння – теж величина стала (К×[H2O]=const). Тоді сталим є і добуток концентрацій йонів Н+ і ОН– в лівій частині рівняння. Цей добуток ([H+]×[OH–]) одержав назву іонний добуток води: де КН2О – іонний добуток води, для якого прийняті й інші позначення: Кв, або Кw. Константа дисоціації води, визначена експериментально, при 22оС дорівнює: Кдис=1,8∙10–16, а концентрацію недисоційованих молекул води [H2O] практично можна вважати рівною її загальній концентрації. З рівняння дисоціації води (Н2О→Н++ОН–) видно, що концентрації катіонів Гідрогену і гідроксильних аніонів однакові і в той же час дорівнюють концентрації тієї частини води, яка продисоціювала і яка визначається добутком a·[H2O]: [H+] = [OH–] = a[H2O]. Молярна концентрація води обчислюється відношенням кількості речовини (n=m/M) до об’єму V: Беручи до уваги, що 1 л води при 220С має масу приблизно 1000 г, одержимо молярну концентрацію води: [H2O] = m / М×V = 1000 / 18×1= 55,56 моль/л. Тоді концентрації йонів гідрогену і гідроксид-іонів складають [H+] = [OH–] = a·[H2O] = 1,8 × 10–9 × 55,56 = 1 × 10–7 моль/л, звідки іонний добуток води дорівнює: Іонний добуток води є сталою величиною за умов постійної температури. При підвищенні температури КН2О збільшується. Це зумовлено тим, що дисоціація води є ендотермічним процесом, який згідно з принципом Ле-Шательє посилюється із зростанням температури і послаблюється під час охолодження. Для води і розведених водних розчинів за умов постійної температури добуток концентрацій йонів гідрогену і гідроксид-іонів є величиною сталою: KH2O = [H+] × [OH–] = 10–14 (220C). Таке саме значення КН2О при 220С мають і розведені водні розчини кислот і основ. Тому, якою б великою не була концентрація йонів Н+, концентрація йонів ОН– не буде дорівнювати нулю або навпаки. На основі рівняння можна обчислити концентрацію [Н+] чи [OH–], якщо одна з цих величин відома: Проте, вести розрахунки концентрацій [H+] i [OH–] через від¢ємний ступінь не зовсім зручно, тому за пропозицією Серенсена використовується інша величина – водневий показник, який позначається символом рН. Водневий показник рН – це величина, що характеризує кислотність середовища і дорівнює від¢ємному десятковому логарифму концентрації йонів гідрогену [H+]: рН = –lg[H+]. По аналогії з ним було введено і гідроксильний показник рОН: pОН = – lg[OH–]. (6.14) Логарифмуючи рівняння (6.11): [H+] × [OH–] = 10–14), одержимо: lg [H+] + lg [OH–] = –14. Якщо перемножити усі члени в останньому рівнянні на –1, то: або з урахуванням рівнянь: Ці рівняння – це іонний добуток води у логарифмічному вигляді. Розглянемо можливі межі змінення водневого (pH) і гідроксильного (pOH) показників залежно від реакції середовища у розчині. · У нейтральному середовищі концентрації йонів гідрогену і гідроксил-іонів однакові: [H+] = [OH–] = 10–7, тому водневий показник: рН = –lg[H+] = –lg10–7 = 7. · У кислому середовищі концентрація йонів гідрогену завжди вища, ніж концентрація гідроксильних йонів: [H+] > [OH–], тому [H+] > 7, pН < 7. · У лужному середовищі, навпаки, переважає концентрація гідроксильних йонів: [H+]<[OH–] i тому [H+]<10–7, pH > 7. Розчини, значення рН яких змінюється від 0 до 3, вважаються сильнокислими, а при рН=4-6 – слабкокислими. Слабколужні розчини мають рН=8-10, а сильнолужні – рН=11-14. Якщо [H+]>1моль/л, то рН набуває від¢ємних значень (рис.6.10). Так, при [H+]=2моль/л водневий показник рН= –lg2 = –0,3. Якщо [H+]<10–14моль/л, рН>14, наприклад, при концентрації йонів гідрогену [H+] = 0,5×10–14моль/л, водневий показник рН = 14,3. ЧТО ПРОИСХОДИТ, КОГДА МЫ ССОРИМСЯ Не понимая различий, существующих между мужчинами и женщинами, очень легко довести дело до ссоры... ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала... Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все... Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право... Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:
|