Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Електролітична дисоциация води. Іонний добуток води. Водний показник рН і гідроксильний показник рОН, визначення рН розчинів сильних та слабих кислот.





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.









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2019 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.