Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
?ной системе электролитической диссоциации воды получим: [Н+][ОН-] / [Н2О] = К, т. е. получаем константу электролитической диссоциации воды. Подобные процессы называют реакциями автопротолиза, в этих реакциях одна молекула амфипротного растворителя ведет себя как кислота, а другая как основание. Вычисления по электрической проводимости показали, что концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в воде оказалась равна 10-7 моль/л при 220 С. Преобразуя это уравнение, получаем [Н+][ОН-] = [Н2О] К. Но степень диссоциации воды очень мала, и концентрацию ее недиссоциированных молекул в любом разбавленном водном растворе можно считать величиной постоянной. Т. о. в правой части уравнения находятся 2-ве постоянные величины: [Н2О] - концентрация недиссоциированных молекул воды и К - константа диссоциации. Но произведение 2-х постоянных величин есть также величина постоянная. Поэтому заменив [Н2О]К новой константой, получим [Н+] [ОН-] = КН2О.
Следовательно, как бы не изменялись концентрации ионов Н+ и ОН- в воде или в разбавленном водном растворе, произведение их остается величиной практически постоянной. Эту величину называют ионным произведением воды. Числовое значение этой константы нетрудно найти, подставив в уравнение значения концентраций водородных и гидроксид-ионов в воде: КН2О = [Н+][ОН-] = 10-710-7 = 10-14. Реакцию того или иного раствора принято характеризовать концентрацией водородных ионов, т.к. концентрацию ионов ОН- легко вычислить, исходя из ионного произведения воды. Концентрация ионов Н+ и ОН- изменяется в обратно пропорциональной зависимости, но никогда не становится равной нулю: Н+= КН2О / ОН- или ОН- = КН2О/Н+. Т. к. ионное произведение воды при данной температуре неизменно и равно 10-14, а величины [Н+] и [ОН-] переменны, то по этим их величинам можно судить о кислотности или щелочности раствора. Реакция среды кислая, если величина [ОН-] уменьшается, т. е. становится меньше 10-7 г-ион/л; реакция щелочная при соответственном увеличении концентрации ионов ОН-. Следовательно, всякий раствор будет называться нейтральным, если в нем при комнатной температуре [Н+] = [ОН-] = 10-7 г-ион/л. Для кислых растворов справедливо условие [Н+]>[ОН-]; [Н+]>10-7 г-ион/л, [ОН-]<10-7.
Для щелочных растворов справедливо - [Н+]7. Чем меньше величина рН, тем больше концентрация водородных ионов, тем больше кислотность раствора. Кислотность раствора растет с уменьшением рН, в то время как щелочность возрастает с его увеличением. Все сказанное наглядно видно, если изобразить значения рН в виде схемы.
Конечные точки этой схемы соответствуют, примерно, концентрации ионов водорода 1н. раствора НС1 (рН=0) и 1н. раствора NаОН (рН=14). Конечно могут быть более кислые растворы с рН14, но в этих случаях кислотность или щелочность этих растворов принято выражать в молях кислоты или щелочи на литр раствора. Наряду с водородным показателем нередко применяют гидроксильный показатель рОН= -lg [ОН-].
Если уравнение ионного произведения воды [Н+][ОН-] = 10-14 прологарифмировать, а затем поменять у логарифмов знаки на обратные, то получим
рН + рОН= рКН2О=14, где рКН2О= --lgКН2О=-lg10-14=14.
Отсюда следует, что в любом водном растворе действительно соотношение рН= рКН2О - рОН = 14 - рОН (при 250 С). Т. о., используя эти уравнения можно решать различные задачи: вычислять рН растворов кислот и оснований, вычислять концентрацию ионов Н+ и ОН- по известным значениям рН и обратно. При расчете водородного показателя среды водных растворов сильных кислот и оснований следует учитывать необратимость процесса их электролитической диссоциации (?=1). Концентрация ионов Н+ в растворах одноосновных сильных кислот и концентрация ионов ОН- в растворах одноосновных щелочей численно равна молярности растворов. Например, концентрация ионов Н+ в 0,001М растворе НС1 равна 0,001 моль/л, а концентрация ОН- в 0,01 М растворе NаОН равна 0,01 моль/л. Для успешного проведения качественных реакций в нужном направлении необходимо соблюдение определенных условий, в первую очередь, определенной величины рН исследуемого раствора. Если требуемая величина рН не соблюдается, как правило, реакция не идет в нужном направлении и всю работу приходится начинать с начала. Так, например, катион магния отнесен к 1-ой группе катионов (по кислотно-основной схеме определения катионов) и его можно осадить из раствора, содержащего ион магния в виде гидроокиси, согласно уравнению Мg2++2ОН--->Мg(ОН)2. Однако эта реакция идет только при определенном значении рОН-10. При добавлении к раствору соли магния гидроокиси аммония осадок Мg(ОН)2 не выпа?/p>