Произведение растворимости

Большинство веществ обладают малой растворимостью в воде и других растворителях. В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и ионами, образующимися при частичном растворении осадка.

Так, в насыщенном растворе электролита АnBm, находящегося в равновесии с его твердой фазой, будет протекать следующий обратимый процесс:

растворение

АnBm (т) ↔ nА^m+(р-р) + mB^n-(р-р)

осаждение

Этот процесс протекает на поверхности осадка. Состояние этого равновесия по закону действующих масс количественно характеризуется константой, называемой произведением растворимости (ПР):

ПР (AnBm)=[A^m+]ⁿ ∙ [B^n–]^m

В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение молярных концентраций ионов, возведенных в степени, равны их стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре, и называется произведением растворимости.

ПР – табличная величина. Например, ПР(СаSO₄)=2,5∙10^-5, ПР(AgCl)=1,8∙10^-10. Из двух однотипных солей большей растворимостью обладает та соль, у которой ПР больше – это СаSO₄.

CaSO₄ ↔ Ca²⁺ + SO₄^2-

ПР(CaSO₄) = [ Ca²⁺] ∙ [ SO₄^2-]

[ Ca²⁺] = [ SO₄^2-] = s

ПР(CaSO₄) = s²

s =

PbI₂ ↔ Pb²⁺ + 2I^-

ПР(PbI₂) = [Pb²⁺ ] ∙ [ I^-]²

[ Pb²⁺] =s, [ I^-] = 2s

ПР(CaSO₄) = s ∙ (2s)² = 4s³

s =

Следовательно, произведение растворимости и растворимость – взаимосвязанные величины, поэтому по известной растворимости вещества можно найти значение произведения растворимости и наоборот.

Если фактическое произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает значение ПР, т.е. ПС>ПР, то раствор является пересыщенным и из него выпадает осадок. Если ПС<ПР, то осадок растворяется – ненасыщенный раствор. Если ПС=ПР, то система находится в состоянии равновесия – насыщенный раствор.

Ионное произведение воды

Вода, являясь весьма слабым электролитом, в очень малой степени диссоциирует на ионы:

H₂О ↔ H⁺ +OH^-

Применим к этому обратимому процессу закон действующих масс.

,

где К – константа диссоциации воды, которую можно вычислить, например, используя значения электрической проводимости. При 22°С К = 1,8·10^-16.

Так как вода диссоциирует крайне мало, то в уравнении концентрацию воды [Н₂О] можно считать величиной постоянной. Численно [Н₂О]=1000/18=55,56 моль/л. Уравнение можно переписать так:

K[H₂О] = [H⁺][OH^-] = K_в

К_в – постоянная величина – называется ионным произведением воды. Подставляя значения К и [H₂O] в уравнение, получаем численное значение ионного произведения воды при 22 °С:

K_в = [Н⁺] [ОН^-] = 1,8·10^-16·55,56 = 10^-14.

Значит, K_в = [H⁺][OH^-] = 10^-14

К_в – величина постоянная при постоянной температуре.

Водородный и гидроксильный показатели: рН и рОн

Среда водных растворов – определяется соотношением концентраций двух ионов H⁺ и OH^-, которые всегда присутствуют в воде и в водном растворе любого вещества.

1) нейтральная среда :

для чистой воды концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов, так как из одного моля воды образуется один моль ионов Н⁺ и один моль ионов ОН^-. Следовательно, концентрация этих ионов при 22°С [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л.

2) кислая среда:

если к чистой воде добавить кислоты, то [Н⁺]>[ОН^-] и [Н⁺]>10^-7 моль/л.

3) щелочная среда:

если к воде добавить щелочи, то [Н⁺] < [ОН^-] и [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.

Водородным показателем рН называют десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

рН = –lg[H⁺] или [Н⁺] = 10^-рН,

где [Н⁺] – концентрация ионов водорода, моль/л.

Понятие «водородный показатель» было введено датским химиком Серенсеном в 1909 г.: буква «р» – начальная буква датского слова potenz – математическая степень, буква Н – символ водорода.

С помощью рН реакция растворов характеризуется так:

нейтральная рН=7, кислая рН<7, щелочная рН>7.

Аналогично концентрацию ОН^--ионов можно выразить через показатель гидроксид-ионов рОН: гидроксильным показателем рОН называют десятичный логарифм концентрации гидроксильных ионов, взятый с обратным знаком:

рОН = –lg[OH^-] или [ОН^-]=10^-рОН,

где [ОН^-] – концентрация гидроксид-ионов, моль/л.

С помощью рОН реакция растворов характеризуется так:

нейтральная рОН=7, кислая рОН>7, щелочная рОН<7.

рН + рОН=14; рОН=14–рН.

Качественно характер среды определяют с помощью индикаторов – это слабые органические кислоты и основания, изменяющие свою окраску в зависимости от среды раствора, т.е. рН раствора. Например, лакмус: в кислой среде – красный, в щелочной – синий, для определения нейтральной не используется; фенолфталеин: в кислой среде – бесцветный, в щелочной – малиновый.

Кроме этого водородный показатель можно просто и удобно определять с помощью индикаторной бумаги – полоски специальной бумаги, содержащей ряд индикаторных красок. Если смочить полоску такой бумаги исследуемым раствором, то она приобретает характерную окраску, которую сравнивают с эталонами цветов рН (шкала).

Истинное значение рН определяют с помощью приборов рН-метров, используя потенциометрический метод.