Материал: Курс общей химии. Спиридонов Б.А

Т.к. практически [H2O] = const, то окончательно имеем

[OH3+] [OH-] = K H2O

Постоянная K H2O называется ионным произведением во-

ды. Можно рассчитать эту величину для 22 0С. В 1 л воды, массой которого можно принять равной 1000 г, находится

100018 55,5 молей воды.

Следовательно, концентрация гидроксоний - ионов и гидроксид - ионов в воде равна

[OH3+] = [OH-] = 55,5· 1,8· 10-9 = 1· 10-7 г-ион/л

Отсюда значение ионного произведения воды будет

[OH3+] [OH-]=10-7∙ 10-7=10-14 при 22 0С.

Эта величина возрастает с повышением температуры. Водородный показатель. В зависимости от содержания

в водных растворах электролитов ионов OH3+ и OH- различают кислую, нейтральную и щелочную среды.

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы OH3+ или упрощенно H+ являются носителями кислотных свойств, а ионы OH- - носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда [H+] =

[OH-] = KH2O ; кислым, когда [OH-] < [H+]; и щелочным, ко-

гда [OH-] > [H+].

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр - водородный показатель или рН. Водородным показателем, или рН, называется взятый с об-

208

большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+ и OH- непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина рН может служить критерием силы кислоты или основания. В ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации активность ионов H+ будет выше (величина рН ниже). Так, рН 0,1 м растворов уксусной и соляной кислот будут 2,87 и 1,088 соответственно. Для оснований подобная зависимость носит обратный характер.

В виду большого практического применения рН растворов в настоящее время разработаны различные способы определения водородного показателя. С помощью растворов индикаторов, индикаторной бумаги и более точные - инструментальные с помощью рН - литров.

Индикаторами называются вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от концентрации водородных ионов или гидроксид - ионов.

По химической природе индикаторы являются или слабыми кислотами или слабыми основаниями. В качестве индикаторов применяют такие соединении, у которых молекулы или ионы имеют различную окраску.

Например, кислотный индикатор. Диссоциация кислотного индикатора HInd может быть представлена следующей схемой:

HInd H++Ind-

окраска 1 окраска 2

H Ind

КHInd=

HInd

С увеличением кислотности раствора (повышением [H+]) равновесие смещается влево, т.е. наблюдается переход окраски

209

2 в сторону образования окраски 1. Очевидно, чем резче отличаются эти окраски между собой и чем чувствительнее отзывается равновесие на изменение концентрации [H+], тем выше и чувствительность индикатора. Для каждого индикатора существует определенная область (интервал рН) перехода окраски (табл.1), которой может быть замечен визуально или с помощью приборов (колориметрический анализ).

7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей

Большая часть веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях.

Рассмотрим равновесие, которое устанавливается в системе: твердый электролит его насыщенный твѐрдый раствор

Если имеется, например, сильный электролит К+ А-, то между осадком К+ А-(т) и насыщенным водным раствором, содержащим только ионы К+ и А- (точнее гидрагированные ионы К+∙ (H2O)к и А-∙ (H2O)а , будет иметь место равновесие

210

К+ А- (тв.) К++А-

откуда K K A

K A

или [К+] [А-] = K [К+А-], где К – константа равновесия.

В изотермических условиях, т.е. при постоянной температуре К и [К+А-] будут иметь постоянные значения, т.к. растворимость электролита К+А- в воде постоянна и часть его, содержащегося в растворе, полностью диссоциирована (вследствие малой концентрации раствора). Поэтому произведение двух постоянных в уравнении является так же постоянной ве-

личиной, называемой произведением растворимости и обо-

значается ПР

ПР = [К+] [А-] или ПР = aK aA

Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.

Правило произведения растворимости позволяет регули-

ровать содержание ионов в растворе.

Так, при увеличении концентрации одного из ионов (путем введения в исходный раствор нового электролита с одноименным катионом или анионом) концентрация другого иона понижается.

Это правило имеет два следствия:

1) если произведение концентраций ионов превышает величину ПР, то выпадает осадок

ПР < [К+] [А-]

211