Что такое ионное произведение воды

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода является практически незаменимым растворителем в экспериментальной и прикладной химии, поэтому необходимо изучение ее свойств. Остановимся на таких понятиях как ионное произведение воды и водородный показатель pH.

Ионное произведение воды

При определенных условиях, вода может вести себя как акцептор протонов (в присутствии кислоты) или как донор протонов (в присутствии основания). Интересной особенностью воды является то, что она может подвергаться процессу самодиссоциации (автоионизации), т.е. быть одновременно и донором и акцептором протонов по отношению к самой себе.

Эта реакция – самопроизвольная диссоциация, осуществляется в небольшой степени. Ее можно упростить, если H₃O + заменить на H +

H₂O ↔ H + + OH —

Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:

K = [H + ]·[OH — ]/[H₂O]

Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия K_Н2О, которая называется ионным произведением воды:

K_Н2О = [H + ]·[OH — ]

При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.

Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.

Водородный показатель pH

Кислотно – основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H + ] и [OH — ] — переменные, и по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора.

При нейтральном характере раствора, т.е. при равенстве концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов [H + ] = [OH — ], получаем следующее выражение:

Увеличение или уменьшение концентраций иона водорода или гидроксид — иона меняет характер среды.

Таким образом, в растворах с различным характером среды, при температуре 25ºС, выполняются следующие условия:

Следует помнить, что не зависимо от характера среды, в водных растворах всегда существуют оба иона.

Выражение характера среды данным способом информативно, но сопряжено с некоторыми трудностями в случае выражения небольших значений концентрации иона водорода.

Более удобно пользоваться водородным показателем pH.

Водородный показатель pH — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода

Отметим, что изменению [H + ] в 10 раз соответствует изменение pH всего на 1 единицу.

Противоположный водородному показатель — показатель основности раствора рОН

pH и pOH нейтрального раствора равен 7:

На следующем рисунке наглядно показано зависимость характера среды от величины pH

Активность ионов водорода и гидроксид-ионов

Все рассмотренные нами представления об ионном произведении воды справедливы для случая диссоциации химически чистой воды. Если же равновесные концентрации H + или ОH — составляют большие величины, то ионное произведение воды выражается через активности ионов водорода и гидроксид-ионов:

где a_H + и a_OH — — соответственно активности ионов водорода и ионов гидроксила;

K ` _H2O — истинная константа, значение которой не зависит от величины ионной силы раствора.

Для определения характера среды раствора существует много методов, самый простой из них – применение индикаторов. Далее приведены некоторые индикаторы и зависимость изменения их окраски от концентрации ионов водорода.

Источник

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Теоретическое введение

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Теоретическое введение

Равновесие процесса диссоциации воды:

Н₂О ↔ Н + + ОН —

описывается константой К_w, которая носит название “ионное произведение воды”. Ионное произведение воды равно:

К_w = [Н + ] [ОН — ] (1)

Для разбавленных водных растворов ионное произведение воды не зависит от состава раствора и постоянно при данной температуре. Так, К_w=10 — 14 для воды, миллимолярных растворов К₂SO₄, H₂SO₄ и KOH при Т=298 К. Строго говоря, постоянство К_w справедливо в случае, когда аналитические концентрации ионов заменены их активностями (лишь для малых концентраций Н + и ОН — значения концентрации и активности практически совпадают).

Процесс диссоциации Н₂О идет с поглощением теплоты, поэтому при повышении температуры в интервале от 0 до 100 о С величина К_w увеличивается.

Для практических целей удобно пользоваться не концентрацией ионов водорода, а её водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом – рН. Величина рН равна:

рН = — lg[H + ]. (2)

Как выше отмечалось, более строгим является уравнение рН = – lg a_Н+, где a_Н+ – активность ионов водорода. Однако для практических целей при расчете рН разбавленных растворов обычно используется уравнение (2).

рН + рОН = 14, (3)

Для нейтральных растворов рН = 7, для кислых растворов рН 7. В аналитической практике редко приходится работать с растворами, рН которых выходит из интервала 0 ÷14. Тем не менее, в сильнощелочной среде рН может быть немного больше 14, а в очень кислой среде может принимать отрицательные значения.

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите рН 0,001М растворов HСl и КОН.

Решение. HСl и КОН являются сильными электролитами и в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В растворе НСl: [Н + ] = 0,001 моль/л.

рН = –lg [H + ] = –lg 0,001 = 3

В растворе КОН: [ОН – ] = 0,001 моль/л. рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,001 = 3. рН=14 – 3 = 11.

Задача 2. Рассчитайте рН раствора КОН, 350 мл которого содержат 0,0035 моль КОН.

Решение.

КОН → К + + ОН —

рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,01 = 2.

рОН + рН = 14. рН = 14 – 2 = 12

или [Н + ] = 10 –14 /[ОН – ] = 10 –14 /0,01 = 10 –12 моль/л.

Задача 3. Вычислите молярную концентрацию раствора Ba(OH)₂, если рН раствора составляет 12 при 298 К.

Решение.

Ba(OH)₂ → Ва 2+ + 2ОН –

-lg [ОH – ] = 2, откуда [ОH – ] = 0,01 М.

Решение.

NH₃ H₂O ⇔ NH₄ + + OH — или упрощенно: NH₄ОH ⇔ NH₄ + + OH —

рН = –lg [H + ] = –lg 2,4·10 –11 = 10,6.

Решение.

Присутствие в растворе CH₃CОOH сильного электролита СН₃СООNa приводит к сдвигу равновесия диссоциации уксусной кислоты влево в силу действия принципа Ле Шателье. В результате степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

n(СН₃СООNa) = 6:82 = 0,073 моль.

(считаем, что объем раствора после добавления 6 г СН₃СООNa не изменился).

Ацетат–ионы в растворе образуются как за счет диссоциации уксусной кислоты:

так и за счет диссоциации СН₃СООNa:

СН₃СООNa → СН₃СОО — + Na +

Поскольку СН₃СООNa в растворе диссоциирует полностью, то концентрацией ацетат-ионов, образующихся при диссоциации уксусной кислоты можно пренебречь, так как она мала по сравнению с величиной 0,073 моль/л. Принимаем, что:

[H + ] = 1,75·10 –5 · 0,01 / 0,073 = 2,4·10 –6 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. Определите величину рН 0,0001 М раствора HCl.

Источник

Ионное произведение воды

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н + и ионов гидроксила OH − в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Содержание

Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10 −16 моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10 −16 моль/л·55,56 моль/л = 10 −14 моль²/л² = [H + ]·[OH − ] (при 25 °C).

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

Практическое значение ионного произведения воды

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H + ] или [OH − ]) найти соответственно концентрации [OH − ] или [H + ]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как K_в — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H + ), концентрация гидроксид-ионов OH − будет падать и наоборот. В нейтральной среде [H + ] = [OH − ] = моль/л. При концентрации [H + ] > 10 −7 моль/л (соответственно, концентрации [OH − ] −7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации [OH − ] > 10 −7 моль/л (соответственно, концентрации [H + ] −7 моль/л) — щелочной.

Ионные произведения других растворителей

Ионное произведение можно рассчитать не только для воды. Ионное произведение воды является лишь одной (хотя практически наиболее важной) из констант автопротолиза

См. также

Ссылки

Полезное

Смотреть что такое «Ионное произведение воды» в других словарях:

Ионное произведение воды — произведение концентраций (точнее активностей) ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH в воде или в водных растворах: KB = [Н+] [ОН ]. См. Водородный показатель … Большая советская энциклопедия

ионное произведение воды — см. константа автопротолиза воды … Химические термины

Ионное произведение воды в интервале 0—100 °C — t, °C КB x 1014 pКB 0 0,1139 14,9435 5 0,1846 14,7338 10 0,2920 14,5346 15 0,4505 14,3463 18 0,5702 14,2439 20 0,6809 14,1669 21 0,742 14,1296 22 … Химический справочник

константа автопротолиза воды — (ионное произведение воды) – произведение концентраций катионов водорода и гидроксид анионов, при постоянной температуре величина постоянная и равна 10 14. Общая химия : учебник / А. В. Жолнин [1] … Химические термины

Автопротолиз — Автопротолиз гомофазный процесс самоионизации, обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов. Содержание 1 Автопротолиз как кислотно основное… … Википедия

Водородный показатель — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH piː eɪtʃ «Пи эйч») мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно… … Википедия

Кислая реакция — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным… … Википедия

Кислая реакция внутренней среды — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным… … Википедия

Кислая среда — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным… … Википедия

Кислотность — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным… … Википедия

Источник

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Кислотно-основное равновесие в водных растворах

Большинство химических реакций протекает в растворах. Среди растворителей исключительное место занимает вода. Это обуслов-лено ее уникальными свойствами, не присущими другим раство-рителям. Так, многие вещества в воде являются сильными электро-литами. Ионизирующая способность воды связана с высоким значе-нием диэлектрической проницаемости (ε = 81) и сольватирующей (гидратирующей) активностью. В этой связи полезно рассмотреть закономерности процессов, протекающих в водных растворах.

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода относится к очень слабым амфотерным электролитам. Чистая вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:

Применяя закон действующих масс, можно написать:

.

(1)

В чистой воде, и в разбавленных водных растворах кислот, гидроксидов и солей активность ионов (а) практически не отличается от концентрации, поэтому:

.

(1¢)

Так как степень диссоциации воды незначительная, то равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды [Н₂О] можно считать постоянной и объединить ее с (H₂O) в одну величину :

(2)

(3)

Однако в разбавленных растворах, в которых коэффициенты активности близки к единице, этим различием при не очень точных расчетах можно пренебречь.

(4)

В водных растворах различных соединений в зависимости от соотношения концентраций ионов Н + и ОН – реакция среды может быть:

,

(5)

а для разбавленных растворов:

.

(6)

Для количественной характеристики активной щелочности применяют гидроксидный показатель (рОН):

,

(7)

а для разбавленных растворов:

.

(8)

,

(9)

При помощи водородного показателя удобно выражать характер среды:

нейтральная среда: рН = 7 (рН = рОН),

кислая среда: рН 7 (рН > рОН).

Таким образом, увеличение концентрации ионов Н + уменьшает рН (величина рОН при этом возрастает), а уменьшение концентрации ионов Н + увеличивает рН (величина рОН при этом уменьшается). При сопоставлении значений pН разных растворов следует относить эти значения к одной и той же температуре.

В растворах кислот различают: активную кислотность, потенци-альную кислотность и общую кислотность.

Активная кислотностьобусловлена наличием свободных ионов Н + в растворе. Эта кислотность характеризуется определенным значением рН.

Общая кислотность— сумма активной ипотенциальной кислотностей.

В разбавленных растворах кислот, полностью диссоциированных на ионы, общая кислотность практически равна активной кислотности.

В растворах слабых кислот активная кислотность всегда меньше общей кислотности:

Шкала значений pH

Источник

Ионное произведение воды.

Краткий конспект лекции

Тема: «Кислотно-основное равновесие в водных растворах»

План

Ионное произведение воды.

Реакции, применяемые в аналитической химии, протекают, как правило, в водных растворах. Вода является одним из наименее диссоциированных веществ. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток. Однако вода все же диссоциирует на водородные и гидроксидные ионы.

Для каждого слабого электролита мы можем написать выражение константы диссоциации. Для воды выражение константы диссоциации имеет вид:

К_дисс =

Это выражение можно записать иначе:

Рассмотрим левую часть этого уравнения. К_дисс – постоянная величина при постоянной температуре. Концентрацию молекул воды Н₂О мы можем считать практически постоянной, так как вода находится почти исключительно в виде недиссоциированных молекул Н₂О. Следовательно, вся левая часть полученного уравнения является величиной постоянной. Таким образом:

Из сказанного можно сделать ряд выводов.

Процесс диссоциации воды является обратимым:

Из уравнения диссоциации воды

Из сказанного следует, что реакцию любого раствора можно охарактеризовать количественно, указав, какова в нем концентрация ионов Н + :

Водородный показатель

Применение чисел с отрицательными показателями неудобно. Поэтому для характеристики степени кислотности растворов стали применять вместо истинных концентраций водородных и гидроксидных ионов их логарифмы, взятые с обратным знаком. Эти величины называют ионными показателями и обозначают буквой р.

Таким образом, водородный показатель

Прологарифмируем это выражение:

Возьмем все величины с обратным знаком:

С помощью последнего уравнения, зная рН, можно легко рассчитать рОН, и наоборот. Например, в растворе рН=5, тогда рОН=14-5=9.

Кислотность растворов можно охарактеризовать количественно через величину рН:

нейтральный раствор − рН=7;

кислый раствор − рН 7.

Ясно, что кислотность раствора растет с уменьшением рН, а щелочность возрастает с увеличением величины рН.

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

кислая среда щелочная среда

Зная рН растворов, можно сравнить их кислотность. Например: при рН 3 раствор имеет более кислую реакцию, чем при рН 5. В первом случае

Для течения различных химических, биологических и других процессов концентрация водородных ионов имеет большое значение. Так, концентрация водородных ионов крови человека и животных имеет постоянное значение, рН крови здорового человека лишь незначительно колеблется около величины 7,35. Каждый вид растений успешно развивается при определенных значениях рН почвы. Так, картофель лучше всего растет на слабокислых почвах (рН 5), а пшеница – на нейтральных (рН 7). Свойства природных вод зависят во многом от значения рН, которое различно для разных рек и источников. А для поверхностных вод океана рН поддерживается на приблизительно постоянном уровне (8,1 – 8,3).

В лабораторной практике очень часто приходится работать с растворами. Которые должны иметь определенное значение рН. Для этого готовят так называемые буферные растворы. Это растворы, рН которых практически не меняется при разведении, а также при добавлении небольших количеств кислот и щелочей. Буферные растворы обычно представляют собой смесь растворов:

а) слабой кислоты и соли этой кислоты и сильного основания, например,

б) слабого основания и соли этого основания и сильной кислоты, например,

в) кислых солей разной основности, например,

Кроме перечисленных, имеются белковые и аминокислотные типы буферных смесей.

Разберем зависимость рН буферной смеси от ее состава и концентрации составных частей на примере ацетатной буферной смеси. Концентрация ионов Н + в растворе уксусной кислоты (как и любой слабой кислоты) зависит

В аммиачной буферной смеси ( NH₄OH + NH₄Cl), меняя количество прибавляемого хлорида аммония, можно изменять степень диссоциации гидрата аммиака и тем самым менять рН раствора.

Разберем, на чем основано свойство буферных растворов сохранять постоянным значение рН на примере ацетатной буферной смеси.

а) Разбавление водой. Предположим, что рассматриваемый буферный раствор разбавляют водой в 10 или 20 раз. Казалось бы, что вследствие сильного уменьшения концентрации уксусной кислоты концентрация ионов Н + должна уменьшится. Но этого не происходит, так как с разбавлением увеличивается степень диссоциации уксусной кислоты вследствие уменьшения концентрации ацетата натрия, одноименные ионы которого подавляют диссоциацию уксусной кислоты. Таким образом, при разбавлении водой рН буферного раствора практически не изменится. Подобное же явление мы наблюдаем при разбавлении водой других буферных растворов.

б) Прибавление сильной кислоты. При добавлении к буферной смеси небольшого количества сильной кислоты, например хлороводородной, происходит реакция:

CH₃COONa + HCl NaCl + CH₃COOH

в) Прибавление небольшого количества щелочи. Прибавленная в буферную смесь щелочь вступает в реакцию с уксусной кислотой:

Буферной емкостью называется число эквивалентов кислоты или щелочи, при добавлении которых к 1 л буферного раствора его рН изменится на единицу.

Буферные растворы широко применяются в аналитической химии. В качественном анализе многие процессы осаждения труднорастворимых электролитов проходят при определенном значении рН раствора. При открытии ионов магния с помощью моногидрофосфата натрия также применяется буферная смесь NH₄OH + NH₄Cl, создающая рН ≈ 8,5, при котором гидроксид магния не осаждается и ион магния выделяется в виде соли MgNH₄PO₄.

тяжелых случаях сахарного диабета рН крови смещается в кислую сторону (ацидоз), а при тяжелой почечной или печеночной недостаточности рН крови может сместиться в щелочную область (алкалоз).

Литература

1. Барковский Е.В., Ткачев С.В. Аналитическая химия: Учебное пособие.– Минск: Выш. шк., 2004.

2. Полеес М.Э., Душечкина И.Н. Аналитическая химия: Учеб. лит. Для учащихся мед. и фарм. училищ.-М.: Медицина, 1987.

3. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии.- М.: Химия, 1989.

4. Государственная фармакопея СССР. Х1издание.-М.: Медицина, 1987,

5. Химическая энциклопедия. Т. 1-5.М.: Советская энциклопедия, Большая

российская энциклопедия, 1988-1999.

7. Барковский В.Ф., Городенцева Т.Б. Основы физико-химических методов

8. Дорохова Е.Н.. Прохорова Г.В. Задачи и вопросы по аналитической

9. Керейчук А.С., Петухова З.В. Аналитическая химия. Количественный

анализ: Учебник для техникумов. – Л.: Химия, 1994.

10.М.Н. Бушкова. Анализ лекарств в условиях аптеки.– Киев:Здоровье, 1975.

11.В.П. Зенчик. Аналитическая химия. М., «Медицина», 1971.

Источник