Ионное произведение воды.
Вода – слабый электролит, диссоциирующий, хотя и весьма незначительно, по уравнению:
H2O H+ + OH–
Степень диссоциации воды очень мала. Так, при 25 0С в 1 л воды распадается на ионы лишь одна молекула из 10 000 000 (или 10–7 моль). Это равновесие для слабого электролита характеризуют константой равновесия (экспериментальное значение которой равно 1,8·10–16):
Концентрация непродиссоциированных молекул воды величина постоянная, равная [H2O] = 55, 37 моль/л. Перенеся это значение в левую часть ( [H2O] ·Кравн.), мы получим новую const – Kв, называемую
ионным произведением воды:
Кв = [H+]·[ OH- ] = 10–14
Водородный показатель ( pH )
В нейтральной среде [H+] = [ OH- ] = 10–7
В кислой среде концентрация ионов водорода должна быть больше, чем 10–7 моль/л , то есть 10–6, 10–5,.....10–1; а в щелочной среде – концентрация [H+] – меньше, чем 10–7, то есть 10–8 , 10–9… 10–14. Кислотность среды выражается целыми числами величин рН, рассчитанными по формуле:
рН = – lg[H+]
10–1… 10–5 10–6 10–7 10–8 10–9… 10–14
кислая ← [H+] → щелочная
нейтральная
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH
Значение рОН = – lg[ОH–] и рН + рОН = 14.
Точное значение рН измеряют на приборах – рН-метрах . для качественной оценки кислотности среды применяют индикаторы.
Индикаторы представляют собой слабые органические кислоты или основания, недиссоциированные молекулы и ионы которых имеют различную окраску. Лакмус, например, содержит азолитминовую кислоту, молекулы которой красного, а анионы – синего цвета:
. HInd H+ + Ind-
красный синий
← [H+]
[OH-] →
В кислой среде лакмус окрасит раствор в красный цвет, а в щелочной – в синий.
Фенолфталеин относится к одноцветным индикаторам и меняет свою окраску от бесцветного (в кислой среде ) до малинового (в щелочной):
HInd H+ + Ind-
бесцветный малиновый
← [H+]
[OH-] →
Пример 9. Концентрация [H+] равна 10–3 моль/л. Вычислить [OH-].
Решение.
[H+]·[ OH-
] = 10–14; [OH-] =
моль/л.
Пример 10. Концентрация [OH–] равна 2,5·10–12 моль/л. Вычислить рН раствора.
Решение.
[H+] =
моль/л;
рН = –lg [H+] = –lg 4·10–3 = 2,4.
При расчетах рН в растворах слабых электролитов следует учитывать степень их диссоциации.
Пример 11. Вычислить рН в растворе 0,1М NH4OH (Kдис=1,8·10–5).
Решение.
[OH-] =
=
=1,3·10–3
моль/л;
[H+] =
;
рН = –lg [H+]
= –lg 7,7·10–12 = 11,11.
Произведение растворимости ( ПР)
Абсолютно нерастворимых осадков не существует, любой осадок хотя бы незначительно, но растворяется, а растворенная часть будет полностью диссоциировать на ионы:
AgCl AgCl(раствор) Ag+ + Cl–; ПР = [Ag+]·[Cl–]
Произведение растворимости – произведение концентраций ионов над осадком (величина постоянная и зависит только от температуры).
Например, Ag2S↓ 2Ag+ + S2– , ПР = [Ag+]2·[ S2–];
Ag3PO4↓ 3Ag+ + PO43–, ПР = [Ag+]3·[ PO43–].
Если произведение концентраций ионов в растворе больше значения ПР - выпадает осадок, меньше - не выпадает.
Пример 12. Произведение растворимости сульфата серебра равно 7,0·10–5. Образуется ли осадок , если к 0,02 н раствора AgNO3 прибавить равный объем 1н раствора H2SO4?
Решение.
2AgNO3 + H2SO4 = Ag2SO4 + 2HNO3, ПР = [Ag+]2·[ SO42–].
Осадок выпадет, если [Ag+]2·[ SO42–] > ПР = 7,0·10–5.
Исходные концентрации растворов:
1 н (H2SO4) = 0,5 М; [Ag NO3] = 0,02;
При сливании равных объемов растворов концентрация каждого уменьшится в 2 раза: [H2SO4] = 0,25 М; [Ag NO3] = 0,01;
При полной диссоциации электролитов концентрации ионов равны: [SO42–] = 0,25 М; [Ag+] = 0,01; [Ag+]2·[ SO42–] = 0,012 · 0,25 = 2,5·10–3.
2,5·10–3> ПР = 7,0·10–5, осадок выпадет.
Пример 13. Вычислить растворимость (Р) осадка FeS и концентрацию ионов [Fe2+] и [S2–] в моль/л и г/л, если ПРFeS = 3,7·10–19.
Решение.
FeS Fe2+ + S2– ПР = [Fe2+]·[S2–]
Из одного моля растворенной части осадка FeS образуется по одному иону [Fe2+] и [S2–]. Обозначим их x и подставим в выражение ПР:
x2 = ПР;
x =
=
6·10–10;
Р(FeS) = 6·10–10 моль/л или 6·10–10 · 88 = 5,3·10–8 г/л;
[Fe2+] = 6·10–10 моль/л или 6·10–10 · 56 = 3,4 ·10–8 г/л;
[S2–] = 6·10–10 моль/л или 6·10–10 · 32 = 1,9 ·10–8 г/л.
Пример 14. Вычислить растворимость (Р) осадка Sb2S3 и концентрацию каждого из ионов, если ПР Sb2S3 = 3·10–27.
Решение.
Обозначим Р (растворимость) Sb2S3 числом x моль/л. Так как диссоциация Sb2S3 идет по уравнению
Sb2S3 2Sb3+ + 3S2– ,
то, следовательно, при полном распаде x молей Sb2S3 в растворе окажутся молей ионов 2x сурьмы и 3x серы.
ПР Sb2S3 = [Sb3+]2 · [S2–]3 ; ПР Sb2S3 = [2x]2 · [3x]3 = 108 x5 = 3·10–27;
Р (Sb2S3)
=
=
2·10–6 моль/л
или 2·10–6 ·340
≈ 0,7·10–3 г/л;
[Sb3+] = 4·10–6 моль/л или 122· 4·10–6 = 4,9·10–4 г/л;
[S2–] = 6·10–6 моль/л или 32· 6·10–6 ≈ 1,9·10–4 г/л.
Пример 15. Вычислить произведение растворимости гидроксида магния при 18 0С, если его растворимость при этой температуре равна 1,7·10–4 моль/л;
Решение.
При растворении каждого моля Мg(ОН)2 в раствор переходит
1 моль ионов Мg2+ и вдвое больше ионов ОН–. Следовательно в насыщенном растворе Мg(ОН)2:
[Mg2+]= 1,7 моль/л; [ОН– ]= 3,4 моль/л. Отсюда:
ПР Мg(ОН)2 =[Mg2+]·[ОН– ]2 = 1,7·10–4 · (3,4·10–4)2 = 1,96·10–11.