 |
|
ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ . ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Вода , являясь очень слабым электролитом , обратимо диссоциирует на ионы :
Н 2О Û Н+ + ОН- .
Запишем ее выражение для рассматриваемого процесса :
К Д = CH+ . COH- / CH20 (4)
КД H2O = 1,8 .10 -16 (295 К) , т.е. диссоциирует одна из 108 молекул Н2О , поэтому равновесную концентрацию С H20 можно принять равной общей концентрации воды : С H О = 1000 / 18 = 56,56 моль/л . Тогда произведение концентраций ионов Н+ и ОН- есть величина постоянная для данной температуры и называется ионным произведением воды Кв . Для 295 К :
Кв = СН+ . СОН - = 10 -14 (5)
В воде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинакова
СН+ = СОН- = Ö 10 --14 = 10--7 моль/л.
В кислых растворах С Н+ > С ОН- ; С Н+ > 10--7 моль/л .
В щелочных , наоборот, СН+ < СОН- ; СН+ < 10--7 моль/л .
Вместо концентраций Н+ и ОН-- пользуются их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком :
- lg СН+ = pH — водородный показатель среды ,
- lg СОН- = pOH — гидроксидный показатель среды .
Из соотношения ( 5 ) получаем :
рН + рОН = 14. (5’)
Таким образом , для нейтральных растворов рН = 7 , для кислых рН < 7 , для щелочных рН> 7. Приведенные соотношения справедливы и для водных растворов электролитов , однако в этом случае более строго использовать не концентрации , а активности ионов ( см. уравнение(1) ) :
a Н+ . a ОН- = Кв ; pH= -lg aН+ ; pOH= - lg a ОН- (5”)
Пример 1 . Рассчитайте рН 0,02М раствора Н2СО3 .
Решение : Запишем уравнение диссоциации слабого электролита :
Н2СО3 Û Н+ + НСО3 ; НСО3 Û Н+ + СО32-
1)Из табл. 1 имеем KД1 = 4,45 . 10-7 ; KД2 = 4,8 . 10--11 . Поскольку KД1 больше KД2 на несколько порядков , то можно учитывать только ионы Н+, образующиеся в результате 1-й ступени диссоциации . На основании закона Оствальда (3) имеем :
- KД1 ± Ö KД12 + 4Co .KД1 -4,45 . 10-7 + Ö 19,8 .10-14 + 4 . 2 .10-3 . 4,45.10-7
a = ——————-————— = —————————————————- = 1,5 .10-2
2Co 2 . 2.10-3
В данном случае можно рассчитать aи по упрощенному выражению (3’):
a = Ö KД / Co = Ö -4,45.10-7 / 2.10-3 = 1,49 . 10-2»1,5 .10-2 .
2) Концентрация ионов Н+ равна концентрации продиссоциировавших по 1-й ступени молекул Н2 СО3.Тогда по определению:
a = CH+ / Co ; CH+ = a . Co = 1,5 .10-2 . 2.10-3 = 3 .10-5.
3) Искомое значение рН = - lg Cн+ = lg 3 . 10- 5 = 4,52
Ответ : рН = 4,52 .
Пример 2 . Рассчитайте , как изменится рН 0,005 М раствора NH4OH при разбавлении его в 10 раз .
Решение . NH4OH - слабое основание , диссоциирует обратимо :
NH4OH Û NH4+ + OH- . Из уравнения диссоциации видно , что для расчета рН следует рассчитать равновесную концентрацию OH- -ионов , а затем воспользоваться соотношением (3) или (3’) .
1) Найдем сначала рН 0,005 М раствораNH4OH. KДNH4OH = 1,8 .10-5 (табл. 1) .
a1 =ÖКд /С0 =Ö1,8.10-5/5.10-2=6.10-2 ; СOH- =a1 .С0 =3.10-4 ; рОН = -lg3.10-4 =3,52 . Откуда рН = 14 - 3,52 = 10,48 .
2) Теперь рассчитаем рН раствора, разбавленного в 10 раз. С0 = 5 .10-4 моль/л
a2 = Ö КД / С0 = Ö 1,8 . 10-5 / 5 . 10-4 = 1,9 . 10-1 = 0,19 .
Полученное значение a не многим меньше 1 , поэтому расчет корректнее проводить по полной формуле (5) :
a2 = - КД + Ö_КД2 + 4СоКД = 0,17
2 Со
СОН- = a2 . СО = 1,7 . 10-1 . 5 .10-4 = 8,5 .10-5 ; рОН = - lg 8,5 . 10-5 = 4,1 .
Откуда рН = 14 - 4,1 = 9,9 .
Ответ . Значение рН уменьшилось с 10,48 до 9,9 .
Пример 3. Рассчитайте концентрацию азотистой кислоты HNO2 в растворе с рН = 2,7 .
Решение . Азотистая кислота - слабый электролит , диссоциирует обратимо :
HNO2 Û H+ + NO2-
Из уравнения диссоциации видно , что при диссоциации одной молекулы кислоты возникает один катион Н+ и один анион NO2 - . Так как по условию рН раствора равен 2,7 , то концентрация образовавшихся ионов составляет СH+ = СNO- =10-2,7 моль/л , при этом концентрация продиссоциировавшей кислоты также составляет 10-2,7 моль/л . Обозначив исходную концентрацию кислоты через х и учитывая , что в начальный момент продуктов диссоциации не было , находим , что при равновесии (СНNO )равн = (х -10-2,7) моль/л , (СН+)равн = (СNO )равн = 10-2,7 моль/л . Для наглядности запишем все концентрации в виде таблицы
HNO2 H+ NO2
исходные концентрациии ,моль/л х 0 0
продиссоциировало (образовалось),
моль/л 10-2,7 10-2,7 10-2,7
равновесные концентрации,
моль/л х - 10-2,7 10-2,7 10-2,7
Запишем выражение для константы диссоциации азотистой кислоты :
KД HNO = (СH+)равн . (СNO-)равн / (CHNO )равн
Подставим в это выражение значение КДHNO (табл.1) и равновесные концентрации реагентов :
4,6 .10-4 = 10-2,7 . 10-2,7 / ( х - 10-2,7 ) ; откуда х = 0,00214 .
Ответ . Концентрация HNO2 в растворе равна 0,00214 моль/л .
Таблица 1
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 250 С .
Электролит КД Электролит КД
Азотистая кислота Аммония гидроксид
НNO2 4,6 . 10-4 NH4OH 1,8 .10-5
Бромноватая кислота Вода
HOBr 2,1 .10-9 H2O 1,8 .10-16
Бензойная кислота Алюминия гидроксид
HC7H5O2 6,3 .10-5 Al(OH)3 K3 1,38 .10-9
Кремниевая кислота K1 2,2 . 10-10 Железа (II) гидроксид
H2SiO3 K2 1,6 .10-12 Fe(OH)2 K2 1,3 .10-4
Муравьиная кислота Железа(III)гидроксид К2 1,82 .10-11
НСООН 1,8 .10-4 Fe(OH)3 K3 1,35 .10-12
Селенистая кислота К1 3,5 .10-3 Меди гидроксид
H2SeO3 K2 5 .10-8 Cu(OH)2 K2 3,4 .10-7
Селеноводород К1 1,7.10-4 Никеля гидроксид
H2Se K2 1 .10-11 Ni(OH)2 K2 2,5 .10-5
Сернистая кислота К1 1,6 .10-2 Серебра гидроксид
H2SO3 K2 6,3 .10-8 AgOH 1,1 .10-4
Cероводород К1 1,1 .10-7 Свинца гидроксид К1 9,6 .10-4
H2S K2 1 .10-14 Pb(OH)2 K2 3 .10-8
Телуристая кислота К1 3 .10-3 Хрома гидроксид
H2TeO3 K2 2 .10-8 Cr(OH)3 K3 1 .10-10
Телуроводород К1 1 .10-3 Цинка гидроксид K1 4,4 .10-5
Н2Те К2 1 .10-11 Zn(OH)2 K2 1,5 .10-9
Угольная кислота К1 4,5 .10-7
Н2СО3 К2 4,8 .10-11
Уксусная кислота
СН3СООН К 1,8 .10-5
Хлорноватистая кислота
НОСl К 5 . 10-8
Фосфорная кислота К1 7,5 .10-3
Н3РО4 К2 6,3 .10-8
К3 1,3 .10-12
Фтороводород
HF K 6,6 .10-4
Циановодород
HCN K 7,9 .10-10
Щавелевая кислота К1 5,4 .10-2
Н2С2О4 К2 5,4 .10-5