ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

Вода , очищенная от посторон­них примесей обладает электрической

проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры (при 273

К удельная электрическая проводимость воды составляет 1,5 • 10 ^-8 Ом^-1 • см^-1,

при 289 К - 6,2 • 10 ^-8 Ом^-1 • см^-1).

Наличие электрической проводимости может быть объяснено тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т. е. Н₂О является слабым электролитом.

Процесс диссоциации воды происходит по уравнению:

Свободных ионов Н⁺ в воде не существует, в связи с их гидратацией образуется ион гидроксония .

Для простоты запишем уравнение диссоциации:

Константа диссоциации =

Молекулярная масса воды ,

Число молей воды в 1 литре раствора

Ионное произведение воды К_w = const при постоянной температуре t=const

В чистой воде в нейтральном растворе концентрация ионов водорода равна концентрации ионов гидроксила: , тогда

; ;

В кислой среде [H⁺]>10^-7

В щелочной среде [H⁺]<10^-7

Для удобства пользуются значением отрицательного логарифма концентрации ионов водорода :

pH = - lg [H⁺]=7

pOH = - lg [OH^-]=7

Процесс диссоциации воды – эндотермический, происходит с поглощением тепла по реакции:

При повышении температуры К_д увеличивается, степень диссоциации увеличивается; при t=50⁰С -

рН = 6,63, рН изменилась, а среда осталась нейтральной

при 0⁰С, рН = 7,97.

В соответствии с теорией электро­литической диссоциации ионы Н⁺

являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН^- носителями основных свойств.

Водородный показатель определяет характер реакции раствора. Значение

рН = 7 соответствует ней­тральному раствору только при 295 К (22 С).

Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы Н⁺ и ОН __ 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 выше (рН ни­же).

Для оснований подобная зависимость имеет обратный характер.

Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме рН сыворотки крови равен 7,40 + 0,05, слез -7,4 ± 0,1, слюны - 6,35 - 6,85, желудочного сока - 0,9 - 1,1 Откло­нение рН от нормальных значений приводит к расстройству деятель­ности организма.

Существенно влияние на урожайность оказывает рН почвы, на экологию водоема - рН воды.

Пример 1:

Определить концентрацию [OH^-] в растворе, если рН = 2, при t=25⁰С

pH = - lg [H⁺]; [H⁺]= -10^-2

Пример 2.Определите концентрацию ионов ОН^- в 0,01 М NH₄OH. Рассчитайте рН этого раствора при 295 К.

Решение. Гидроксид аммония - слабый электролит и диссоциирует обра­-

тимо: NH₄OH =NH₄⁺ + ОН^-.

В соответствии с законом Оствальда степень диссо­циации аравна

К= 1,8 10 ^-5

Подставляя значение К , получаем:

а=4,24 10 ^-2

Равновесная концентрация ионов ОН^- равна

[ОН ^-] = ас = 4,24 • 10 ^-2 * 10 ^-2 = 4,24 • 10 ^{- 4} моль/л.

Можно считать, что в растворе слабого электролита активность ионов равна их концентрации,

тогда

р ОН = -lg [ОН] = -lg 4,24 • 10 ^-4 = 3,37.

Соответственно рН = 14 - 3,37 = 10,63.

Пример 3.Рассчитайте рН раствора, содержащего 0,01 моль/л НС1 и 0,01 моль/л СаС1₂.

Решение. Так как НС1 и СаС1₂ сильные электролиты, то они диссоциируют полностью:

НС1 = Н⁺ + С1^- , СаС1₂ = Са²⁺ + 2С1^-

Соответственно рН раствора определяем по формуле

pH = -lg а=-lg f [H⁺].

Для расчета коэффициента активности необходимо определить ионную силу раствора

На основании табличных данных f = 0,86, следовательно,

рН = -lg (0,86 * 0,01) = 2,07.