Кислотно-основные реакции в воде

Вода – слабый электролит, поэтому за константу химического равновесия можно принять концентрационную константу, выраженную через равновесные концентрации участников реакции:

К =

При постоянной температуре постоянна и константа химического равновесия. Концентрация чистой воды также постоянна и равна 55,55 моль/дм³. Перенесем постоянные величины в одну сторону:

К [H₂O] = [H⁺] [OH^-]

K [H₂O] = const K[H₂O] =K_w

K_w = [H⁺] [OH^-]

Величина K_w называется ионным произведением воды. Из уравнения диссоциации воды видно, что [H⁺] =[OH^-] Степень диссоциации воды весьма мала. При 22 ⁰С в 1дм³ воды распадается на ионы лишь 10^-7моля воды (установлено физическими методами следовательно [H⁺]=[OH^-] = 10^-7 моль/л.) Тогда K_w = [H⁺] [OH^-] =10^-14

Смысл этого уравнения заключается в следующем: как бы ни менялись концентрации ионов Н⁺ или ОН^-, их произведение во всяком водном растворе сохраняет приблизительно постоянное значение, равное 10^-14 при 22 ⁰С.

Всякий водный раствор, независимо от того, какова его реакция, должен содержать как ионы Н⁺, так и ионы ОН^-. Поскольку концентрации их связаны обратно пропорциональной зависимостью, реакцию любого раствора можно охарактеризовать количественно, указав в нем концентрацию ионов Н⁺:

кислая среда [H⁺]>[OH^-]>10^-7 моль/л

нейтральная среда [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л

щелочная среда [H⁺]<[OH^-]< 10⁷ моль/л

Так как числовые значения K_w, а также [H⁺] и [OH^-] очень маленькие, то вместо них принято использовать десятичный логарифм этих величин с противоположным знаком, при этом –lg[H⁺] обозначается рН и называется водородным показателем; –lg[ОH^-] –рОН – гидроксильным показателем.

В кислой среде рН<7

В нейтральной среде рН =7

В щелочной среде рН>7

Если уравнение [H⁺][OH^-]=10^-14 прологарифмировать, а затем перенять у логарифмов знаки на обратные, то получим

рН+рОН=14

Расчет рН растворов кислот и оснований.

Растворы сильных кислот

Как известно, сильные кислоты практически полностью диссоциируют в растворах, например:

HCl=H⁺ +Cl^-

рH=-lg[H⁺]

[H⁺]=α · n ·C_к-ты,

где α – степень диссоциации кислоты, n – число ионов Н⁺, получающихся в результате диссоциации, С – концентрация кислоты, моль/л α ≈1; n=1, тогда [H⁺] ≈ C_к-ты, а рН=-lgC_к-ты.

Растворы сильных оснований, например NaOH.

Рассуждая аналогично, получаем

NaOH=Na⁺ +OH^-

[OH^-]= α · n · C_осн

n=1, α ≈1, [OH^-] ≈ C_осн

-lg[OH^-] =-lgC_осн

[H⁺] = → рН =14+lgC_осн

Растворы слабых кислот

Выведем формулу для вычисления рН растворов слабых кислот на примере уксусной кислоты

CH₃COOH D CH₃COO^- + H⁺

K_к-ты=

Если раствор кислоты не слишком разбавлен, то почти вся она присутствует в виде недиссоциированных молекул, следовательно [CH₃COOH] ≈ const. Из уравнения диссоциации кислоты видно, что [H⁺] = [CH₃COO^-], тогда

К_к-ты=

[H⁺]² = K_к-ты · С_к-ты,

[H⁺] =

pH = pK_к-ты - lgC_к-ты,

где рК = -lgK