24. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды.

Константа диссоциации (самоионизации) воды определяется уравнением:

,

где в квадратных скобках указана концентрация. При 25 °С константа диссоциации воды Kд = 1,8 *10^-16. Плотность воды равна единице, откуда получим, что в 1 л воды содержится количество воды V_H2O=1000 /18= 55,6 моль. Следовательно, [H₂O] = 55,6 моль/л.

Тогда получим:

[H⁺][OH^-] = K_д* [H₂O] =1,0*10^-14 =K_w

Величина К_w, равная произведению концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. В 1909 г. Серензен предложил применять вместо подлинных значений [H⁺] и [ОH^–] их отрицательные логарифмы с обратным знаком – так называемые водородный и гидроксидный показатели. Водородный показатель pH: pH =-lg[H⁺]. pH + pOH = 14.

Расчет рН в растворах слабых однокислотных оснований:

Однокислотные основания диссоциируют по схеме^

BOH↔B⁺+OH^-

Для расчета концентрации гидроксид-ионов используется уравнение

где К_{д ВОН} – константа диссоциации основания.

Расчет концентрации ионов водорода осуществляется по формуле:

[H⁺] = K_w/[OH^-]. Затем находится рН раствора.

Расчет рН в растворах сильных кислот:

В случае использования сильных одноосновных кислот, таких как HCl, HNO₃, HClO₄ и т. д., концентрация ионов водорода в разбавленных растворах будет равна исходной концентрации кислоты.

Расчет рН в растворах сильных оснований:

В случае сильных однокислотных оснований, таких как NaOH, KOH, CsOH, для которых  = 1, концентрация гидроксид-ионов равна исходной молярной концентрации основания.

25. Гидролиз солей. Смещение химического равновесия процесса гидролиза.

При растворении солей в воде наряду с процессами электролитической диссоциации с образованием гидратированных ионов могут протекать обменные реакции между молекулами воды и растворенного вещества, называемые гидролизом. Следует помнить, что вода является очень слабым электролитом. Равновесие реакции

H₂O ↔ OH^- + H⁺ или 2Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

характеризует ионное произведение воды Kw = [H⁺][OH^-] = 10¹⁴ (t = 25 °С).

Изменение рН при растворении солей в воде является одним из основных признаков, указывающих на протекание в растворе гидролиза.

1) Следует иметь в виду, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.

2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону, так как анион образует с ионами водорода воды слабодиссоциирующее соединение: КСN + Н₂О = КОН + НСN. Реакция среды щелочная (рН > 7). Соли, образованные многоосновной слабой кислотой, гидролизуются ступенчато.

3) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону, так как катион образует с ионами гидроксида слабодиссоциирующее соединение. Так как в результате гидролиза образуется сильная кислота, то раствор такой соли имеет рН < 7.

Соли слабых многокислотных оснований гидролизуются ступенчато.

4)Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуется и по катиону, и по аниону. pН среды зависит от силы образующихся слабых кислоты и основания, обычно для растворов таких солей рН составляет 6–8.

Степенью гидролиза называют отношение числа гидролизованных молекул С_г к общему исходному числу молекул растворенной соли С_m:

A_г=С_г/C_m

Константу гидролиза можно рассчитать исходя из данных об ионном произведении воды и константы диссоциации образующегося в результате гидролиза слабого основания или слабой кислоты.

Если в раствор гидролизующейся соли ввести реагент, связывающий при гидролизе ионы Н⁺ или ОН^–, то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие сместится в сторону усиления гидролиза. При этом ионы Н⁺ или ОН^– можно связать в молекулы воды, добавив в раствор не только щелочь или кислоту, но и другую соль, гидролиз которой приводит к увеличению в растворе ионов ОН^– или Н⁺, что вызовет взаимное усиление гидролиза обеих солей. Равновесие гидролиза можно сместить изменением концентрации исходной соли и температуры. Разбавление раствора и повышение температуры ведет к усилению гидролиза.