Общая
химия.
Учебное
пособие
|
4.3.2
Произведение
растворимости. Водородный показатель Растворение твердых электролитов *
прекращается, когда
образуется насыщенный раствор,
в
котором
устанавливается гетерогенное равновесие между
твердой фазой и
перешедшими в раствор ионами.
Например: CaSO4 (т) Ca2+(р-р) + SO42–(р-р) В выражение константы этого
гетерогенного равновесия не входит концентрация твердой фазы (см. особенности закона
действия масс для гетерогенных процессов): K= [Ca2+][SO42–] В насыщенном растворе
твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина
постоянная при данной температуре. Она называется произведением
растворимости. ПР(CaSO4) = [Ca2+][SO42–] Если молекула электролита
содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов,
согласно закону действия масс *,
должны
быть
возведены в соответствующие степени. Например: PbI2Pb2+
+ 2 I– ПР(PbI2) = [Pb2+][I–]2 Зная произведения
растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или
растворением
осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона: АВА+
+ В– Обозначив растворимость через s
(моль/л), получим [A+]=[B–]=s,
ПР=[A+][B–]=s2. На практике
чаще возникает обратная задача
определения растворимости. Для соли, диссоциирующей
на два иона, .
Значения ПР можно найти
в химических справочниках. Например,
ПР(AgCl)=1,8·10–10,
ПР(AgBr)=6·10–13,
ПР(BaSO4)=1,1·10–10,
ПР(HgS)=10–52.
Если соль имеет общую формулу AB2,
то она диссоциирует по
уравнению: AB2A2+
+ 2 B– В этом случае [A2+]=s, [B–]=2s, ПР=[A2+][B–]2=s·(2s)2=4s3, . Если фактическое
произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает
значение
произведения растворимости, т.е. ПС>ПР,
то раствор
является пересыщенным *,
и из него выпадает
осадок. Условие растворения
осадка (ненасыщенности
раствора): ПС<ПР. Оба процесса идут с
одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор). Чистая вода
обладает
незначительной электрической
проводимостью,
которая объясняется
небольшой
диссоциацией воды на ионы водорода
и гидроксид-ионы: H2OH+
+ OH– Такой процесс называется автопротолизом
(самодиссоциацией). По
величине электропроводности
чистой воды можно вычислить концентрации ионов H+
и OH–.
При 25°С
они равны по 10–7
моль/л. Выражение
для константы
диссоциации * воды имеет вид:
, откуда
[H+][OH–]=K[H2O]=Kw . В воде и разбавленных водных
растворах концентрацию
воды можно считать постоянной: [H2O]=55,5
моль/лЭта величина получается как
масса одного литра воды (1000 г/л), деленная на молярную массу воды (18
г/моль).,
поэтому Kw
– константа. Выражение, полученное для Kw,
показывает, что в воде и разбавленных водных
растворах при постоянной температуре произведение концентраций ионов
водорода и гидроксид-ионов
есть величина постоянная. Она называется ионным произведением
воды. При 25°С
Kw=10–14. В кислых растворах больше
концентрация ионов
водорода, в щелочных – концентрация
ионов OH–. Однако произведение этих
молярных концентраций всегда остается
постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты,
чтобы
концентрация ионов водорода повысилась до 10–3
моль/л, то концентрация гидроксид-ионов
станет равной 10–11 моль/л.
Следовательно, если известна величина [H+],
то однозначно определяется величина [OH–].
Поэтому степень
кислотности или щелочности раствора можно количественно
охарактеризовать концентрацией
ионов водорода: Нейтральный раствор
[H+]=10–7
моль/л; кислый раствор
[H+]>10–7
моль/л; щелочной раствор
[H+]<10–7
моль/л. Наиболее
часто используют не
концентрацию [H+],
а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком: pH= –lg
[H+] Эта величина называется водородным
показателем.
Например, если [H+]=10–5
моль/л,
то pH=5; если [H+]=10–9
моль/л, то pH=9. Отсюда следует,
что в нейтральном растворе pH=7, в кислом растворе pH<7,
в щелочном растворе pH>7.
Иногда пользуются
значением гидроксидного показателя pOH=
–lg[OH–].
При 25°С выполняется равенство:
pH+pOH=14.
©
А.И. Хлебников, И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова
|