Николай Глинка - Общая химия

Напишем выражение для константы диссоциации воды:

Перепишем это уравнение следующим образом:

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул H 2O в воде практически равна общей концентрации воды, т. е. 55,55 моль/л (1 л. содержит 1000 г. воды, т. е. 1000:18.02=55.55 моль). В разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение [H 2O] новой константой K H 2Oбудем иметь:

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентрата ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная, Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25°C [H+]=[OH-]=1·10 -7моль/л. Поэтому для указанной температуры:

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При 25°C, как уже сказано, в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна 10 -7моль/л. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных — концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.

- 244 -

Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10 -3моль/л, то концентрация гидроксид-ионов понизится так, что произведение [H+][OH-] останется равным 10 -14. Следовательно, в этом растворе концентрация гидроксид-ионов будет:

[OH-]=10 -14/10 -3=10 -11моль/л

Наоборот, если добавить к воде щелочи и тем повысить концентрацию гидроксид-ионов, например, до 10 -5моль/л, то концентрация ионов водорода составит:

[H+]=10 -14/10 -5=10 -9моль/л

Эти примеры показывают, что если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Кислотность или щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается через pH:

pH = - lg[H+]

Например, если [H+]=10 -5моль/л, то pH=5 ; если [H+]=10 -9моль/л, то pH=9 и т. д. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе ([H+]=10 -7моль/л) pH=7. В кислых растворах pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 и тем больше, чем больше щелочность раствора.

Для измерения pH существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы — метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В табл. 17 дана характеристика некоторых индикаторов.

Для многих процессов значение pH играет важную роль. Так, pH крови человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут нормально произрастать лишь при значениях pH почвенного раствора, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их pH.

- 245 -

Таблица 17. Важнейшие индикаторы

Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условии влечет за собой нарушение равновесия.

Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей согласно уравнению

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов CH 3COO-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т. е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации, одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Например, при введении в раствор указанной кислоты гидроксид-ионов, связывающих ионы водорода, диссоциация кислоты, возрастает.

Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита: всякий раз, как только произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в растворе превысит величину произведения растворимости, образуется осадок. Так, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить другой, хорошо растворимый электролит, содержащий общий с сульфатом кальция ион, например, сульфат калия, то вследствие увеличения концентрации ионов SO 4 2-равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaSO 4; ионы Ca 2+и SO 4 2-будут удаляться из раствора, образуя осадок.

- 246 -

Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaSO 4. В итоге количество сульфата кальция в растворе уменьшится.

Таким образом, растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в более сложные (комплексные) ионы (см, гл. XVIII).

На основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод.

Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов — например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.