Ионизация воды. Водородный показатель

В чистой воде очень незначительная часть молекул Н₂O диссоциирована на ионы: Н₂О ↔ Н⁺+ОН^-. Согласно уравнению равновесия можно записать: К = С(Н⁺) С(ОН^-) /С(Н₂0)

При 22 °С константа ионизации воды равна 1,80*10 ^-9, Поэтому приведенное уравнение обычно упрощают и оно приобретает вид

К(Н₂О)=С(Н⁺)С(ОН^-)=К_w

Постоянная Кн₂о(Кw) называется ионным произведением воды. Молярная концентрация воды равна 55,5 моль/л (1000: 18,02). Из уравнения следует, что концентрации Н⁺ и ОН^- равны, тогда С(Н⁺) = С(ОН^-) = 55,5 * 1,8*10^-9 = 10^-7 моль/л. Подставляя это значение в уравнение для Кw, получим К_w =С(Н⁺)С(ОН^-)=10^-7*10^-7=10^-14.

Из равенства концентраций Н⁺ и ОН^- чистой воды следует, что кислотные и основные свойства воды выражены в одинаковой степени, а так как каждый Н⁺-ион нейтрализует только один ОН^--ион, то вода нейтральна.

С(Н⁺)=С(ОН^-) — раствор нейтрален; С(Н⁺)>С(ОН^-) - среда кислая; С(Н⁺)<С(ОН^-)— среда щелочная.

Из этого следует, что растворы называются нейтральными в том случае, если концентрация водородных ионов и концентрация гидро-ксильных ионов одинакова и равна 1*10^-7 моль/л. Однако следует иметь в виду, что K_w= const= 10^-14, и как бы ни менялись концентрации С(Н⁺) и С(ОН^-), произведение остается постоянным, равным 10^~14. Поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко рассчитать концентрацию другого иона. Степень кислотности или щелочности любого раствора может быть. количественно выражена через концентрацию одного из ионов. Отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов называется водородным показателем и обозначается рН:

Для чистой воды рН = —lg (10^-7) = 7. При увеличении С(Н⁺) уменьшается рН(<7); при увеличении С(ОН^-) увеличивается рН (>7).

Для определения рН используют индикаторы — вещества органической природы, которые изменяют свою окраску в растворах в зависимости от реакции среды.

Представления о кислотах и основаниях

С появлением теории электролитической диссоциации возникла возможность классификации кислот и основании. Согласно представлениям Аррениуса кислотой следует считать электролиты, которые при диссоциации образуют ионы водорода, а основанием — вещества, образующие в водном растворе ионы ОН^-.Вещества, которые в водных растворах способны в зависимости от условий высвобождать как Н⁺, так и ионы ОН^-, называются амфотерными. Определения Аррениуса явились важной основой для дальнейшего развития теории кислот и оснований. Однако эти определения имеют ряд существенных недостатков, основным из которых следует считать ограниченность их применения только к водным растворам электролитов.

Определение Бренстеда — Лоури. Данная система представлений характеризует кислоты как вещества, высвобождающие протоны (доноры протонов), а основания — как вещества, способные соединяться с протонами (акцепторы протонов). Из этого следует, что реакция нейтрализации сводится к переносу протонов от кислоты к основанию. Такая взаимосвязь между кислотами и основаниями может быть выражена уравнениями, сумма которых представляет собой реакцию нейтрализации

А₁↔В₁+ Н⁺

к о п

В₂ + Н⁺ ↔ А₂

о п к

А₁ + B₂ ↔ А₂ + В₁

к о к о

Таким образом, реакция нейтрализации может рассматриваться как процесс, в котором осуществляется конкуренция за обладание протоном.

СНзСООН ↔ Н⁺+СНзСОО^-

Из представлений Бренстеда — Лоури следует, что вода, как и другие вещества, способные не только отдавать, но и принимать к себе протоны, обладает амфотерными свойствами.

Согласно представлениям Бренстеда — Лоури сила кислоты определяется к о н с т а н т о й кислотности К_а. Исходя из равновесия: HA↔Н⁺ + А^-

К_а=С(Н⁺)*С(А^-)/С(НА)

Для осуществления этого равновесия в растворе необходимо присутствие акцептора протона, благодаря которому осуществляется переход протона от кислоты к основанию:

НА + В^- ↔ НВ + А

К о к о

Реакции данного типа называются протолитическими, количественная сторона которых характеризуется константой равновесия (константой протолиза):

К_п = С(НВ)С(А^-)/С(В^-)С(НА)

Значения К для НА и НВ можно определить следующим путем:

К₁= С(Н⁺)*С(А^-)/С(НА), К₂ = С(Н⁺)*С(B^-)/С(НB)

Тогда Кп = К₁/К₂

Сила основания определяется константой основности К_b, которая соответствует равновесию

ВОН↔В⁺+ОН^-

К_b=С(OН^-)*С(B⁺)/С(BOН)

Определение Льюиса. Льюис предложил более общее определение: кислота — это вещество, которое акцептирует электронную пару; основание — это вещество, которое предоставляет электронную пару.

Взаимодействие между кислотой и основанием, согласно этому определению, заключается в возникновении ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:

H₃N: + A1C1₃ → H₃N⁺ + AlCl₃^-

Аммиак, имеющий неподеленную пару электронов, является основанием, а координационно-ненасыщенная молекула А1С1₃ — кислотой. На основании определений Льюиса все обычные лиганды (NH₃, CN^-, F^-, Cl^- и др.) можно рассматривать как основания, а все ионы металлов — как кислоты. Степень сродства иона металла к лиганду называют льюисовской кислотностью, а тенденция лиганда образовывать связи с ионом металла называется льюисовской основностью. Силы кислот и оснований Льюиса могут меняться в зависимости от природы партнера.

Гидролиз солей