Курс лекций по химии (стр. 7 )

Наибольшая взаимная растворимость достигается в тех случаях, когда эти силы имеют подобный (похожий) характер, т. е. справедливо старинное, извлеченное из многовекового опыта правило: "Подобное растворяется в подобном". Неполярные и малополярные соединения хорошо растворимы в неполярных и малополярных растворителях и плохо растворимы в высокополярных растворителях.

Так жиры хорошо растворяются в эфире, бензоле, гексане, а в воде практически нерастворимы, но зато соли кислоты хорошо растворяются в воде.

Растворение идет до насыщения. Раствор, содержащий при данной температуре максимальное количество растворенного вещества и находящийся в равновесии с избытком раство­ряемого вещества, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещест­ва, - ненасыщенным.

Пересыщенный раствор содержит больше растворенного вещества, чем насыщенный при данной температуре.

Пересыщенные растворы могут быть получены медлен­ным охлаждением насыщенных растворов CH3COONa, Na2SO4·10H2O, Na2S2O5·5H2O, Na2B4O7·10H2O и других солей. Пересыщенные растворы термодинамически неустойчивы; введение в них кристалла растворенного вещества (создание центра кристаллизации), перемешивание и другие подобные воздействия способствуют выпадению избытка вещества из раствора. Процесс кристаллизации может протекать весьма быстро. В спокойном состоянии пересыщенные растворы сохраняются обычно годами.

На практике растворимость твердых веществ чаще выра­жают величиной, называемой коэффициентом растворимости, который показывает массу безводного вещества, насыщающего 100 г растворителя при данной температуре.

Растворимость газов определяется объемом газа, раство­ряющегося при постоянной температуре в одном объеме растворителя с образованием насыщенного раствора.

На растворимость твердых веществ в жидкостях влияет кроме природы растворяемого вещества и растворителя и температура. С повышением температуры растворимость почти всех твердых веществ увеличивается. Изменение растворимости при этом происходит неравномерно и у каждого вещества по-разному. На рис. 7.1 приведено несколько характеристик кривых растворимости различных солей.

Рис. 7.1. Кривые растворимости солей.

Резко поднимающиеся вверх кривые растворимости Pb(NO3)2 или KNO3 показывают, что с повышением температуры растворимость этих солей быстро увеличивается. Растворимость же поваренной соли лишь незначительно изменяется по мере повышения температуры.

Растворимость некоторых веществ, например гашеной из­вести, с повышением температуры уменьшается.

В отличие от большинства твердых веществ и жидкостей растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается.

Кроме температуры на растворимость газов большое влияние оказывает давление, под которым находится газ. Зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри: "При постоянной температуре раство­римость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью".

По растворимости твердые вещества условно делят на легкорастворимые, труднорастворимые (или малорастворимые) и практически нерастворимые. Если в 100 г воды при 20 0С растворяется более 10 г вещества, то такое вещество считается легкорастворимым. Если при тех же условиях растворяется 0,01–1 г, то такое вещество считается труднорастворимым. Следует, однако, иметь в виду, что деление является условным и что в природе абсолютно нерастворимых веществ не существует.

7.1.4. Способы выражения состава растворов

Растворы обладают переменным составом. Свойства раст­воров зависят от его состава. Поэтому, рассматривая свойства растворов, необходимо учитывать их состав.

Для приближенного выражения состава раствора поль­зуются понятиями концентрированный раствор, разбавленный раствор.

Концентрированным называется раствор, в котором масса растворенного вещества соизмерима с массой растворителя.

Две величины называются соизмеримыми или одного порядка, если их численные значения отличаются не более чем в 10 раз, при условии, что эти величины выражены в одинаковых единицах.

8

Например, уксусная эссенция (75 %) - это концентри­рованный раствор уксусной кислоты в воде, а столовый уксус (5 %) - разбавленный. Так как в первом случае на каждые 75 г ук-сусной кислоты приходится 25 г воды, массы растворителя и растворенного вещества соизмеримы (75/25=3), а во втором случае масса раствориг) и масса уксуса 5 (5/95=1/19) несоизмеримы.

Ориентировочная граница между концентрированным и разбавленным растворами – 10 %. Однако следует помнить, что деление растворов на концентрированные и разбавленные и указанная граница между ними весьма условны.

Кроме того, следует различать понятия концентрирован­ный раствор и насыщенный раствор, разбавленный раствор и насыщенный раствор. Насыщенные растворы далеко не всегда содержат большое количество растворенного вещества, т. е. далеко не всегда концентрированные - все зависит от растворимости вещества. Так, насыщенный раствор сульфата кальция при 20 0С содержит 0,1 г CaSO4 на 100 г воды и является очень разбавленным.

В зависимости от использования данного раствора, в том числе от целей его исследования, применяют различные способы выражения концентрации.

Под концентрацией раствора понимают массу (г, кг) или количество (моль) растворенного вещества, содержащегося в определенной массе или объеме раствора или растворителя.

Известны различные способы выражения концентраций растворов, каждый из которых имеет преимущественное приме­нение в той или иной области науки и техники. Рассмотрим некоторые из них.

Массовая доля (процентная концентрация) раствора пока­зывает, сколько процентов составляет масса растворенного ве­щества от массы раствора. Зависимость между процентной кон­центрацией раствора (ω), массой растворенного вещества (m1) и массой раствора (m2) выражается следующей формулой:

.

Если известна плотность раствора (ρ), то значительно проще вместо его массы измерить объем (V) в миллилитрах. Так как масса раствора равна произведению плотности на его объем, т. е. m2 =ρV, это выражение для процентной концентрации имеет вид

.

Пример 1. Определите массовую долю (в %) хлорида натрия в растворе, содержащем 80 г соли в 500 г раствора.

Решение. Массовая доля выражается соотношением ; подставив известные величины, получим .

Пример 2. Сколько воды надо прибавить к 800 г 60 % раствора серной кислоты для получения 40 % раствора.

Решение. Обозначим массу воды, которую требуется прибавить, через х. Тогда, исходя из формулы , запишем 40= [800·0,6/(800+x)]·100, откуда х=400 г Н2О.

Молярная концентрация раствора, показывающая количество молей вещества, растворенного в одном литре раствора, рассчитывается по формуле

СМ = ,

где СМ - молярная концентрация раствора, моль/л;

n - количество молей растворенного вещества;

V - объем раствора, л.

Так как количество молей n =, где M - молярная масса, то СМ = . В этом случае, когда объем раствора измеряется в миллилитрах, выражение для молярной концентрации примет вид

СМ = .

Пример 3. 500 мл раствора серной кислоты содержит 196 г серной кислоты. Определите молярную концентрацию раствора серной кислоты.

Решение. Молярная масса Н2SO4 = 98. Подставив в форму­лу СМ= значения всех величин, получим СМ= моль/л.

Моляльная концентрация раствора показывает количест­во молей растворенного вещества в 1000 г растворителя. Ее рассчитывают по формуле

СМЛ = ,

где СМЛ - моляльная концентрация раствора;

m1 - масса растворенного вещества;

M - молярная масса растворенного вещества;

m2 - масса растворителя.

Пример 4. В 200 г воды растворили 6,37 г MgCl2. Определить моляльную концентрацию раствора.

Решение. Молярная масса MgCl2 равна 95,24. Подставив значения всех величин в предыдущую формулу, получим

СМЛ = = 0,33.

Молярная концентрация эквивалента (нормальность) раствора показывает количество молей эквивалента вещества в одном литре раствора. Рассчитывают ее по формуле

СН = ,

где СН - нормальная концентрация раствора, моль·экв/л;

m1 - масса растворенного вещества, г;

Э - величина эквивалента вещества, г;

V - объем раствора, л.

Если объем раствора измеряется в миллилитрах, то выражение для нормальной концентрации имеет вид

СН = .

Пример 5. Вычислить нормальную концентрацию раствора серной кислоты, содержащего 6,5 г H2SO4 в 200 мл ее раствора?

Решение. Находим эквивалентную массу H2SO4.

Э(H2SO4) = = 49,

подставив ее в формулу, находим СН == 0,66 н.

Титр раствора - число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора. Титр раствора можно рассчитать по формуле

Т = ,

где m - масса вещества, г; V - объем раствора, мл.

7.1.5. Свойства истинных растворов

Для количественного описания свойств растворов исполь­зуют модель идеального раствора.

Идеальным называют раствор, образование которого не сопровождается химическим взаимодействием, изменением объема и тепловым эффектом. Из реальных растворов лишь разбавленные растворы неэлектролитов могут по свойствам приближаться к идеальным.

Одной из главных особенностей идеальных растворов явля­ется характер зависимости между парциальным давлением пара компонентов раствора и их концентрациями.

Если в замкнутый сосуд поместить чистый растворитель, например воду, то в этой системе будут протекать два процесса: испарение молекул воды с поверхности жидкости и обратный процесс - конденсация молекул из газовой фазы на поверхности жидкости. Через некоторое время в системе установится дина­мическое равновесие (ΔG=0), т. е. такое состояние системы, когда число частиц, испаряющихся с поверхности жидкости за единицу времени, равно числу частиц, переходящих в жидкость из газовой среды.

Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара Р0 называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Давление насыщенного пара каждого вещества есть вели­чина постоянная при данной температуре, с повышением темпе­ратуры давление пара увеличивается. При температуре кипения давление пара равно внешнему давлению, при температуре за­мерзания давление пара над веществом в жидкости и твердом состояниях одинаково.

Каково будет давление насыщенного пара, если в летучий растворитель (спирт, вода и т. д.) внести нелетучее растворяемое вещество, например сахарозу или поваренную соль?

Оказывается давление насыщенного пара над раствором нелетучего вещества меньше, чем над чистым растворителем: чем концентрированнее раствор, тем ниже давление пара раство­рителя над раствором. Понижение давления пара вызвано тем, что поверхность раствора, в отличие от поверхности чистого растворителя, частично занята частицами нелетучего раство­ренного вещества. Это приводит к уменьшению числа молекул растворителя, испаряющихся в единицу времени; число же молекул растворителя, переходящих из газовой фазы и конден­сирующихся на поверхности раствора, остается без изменения, поскольку его общая поверхность не меняется.

Французский физико-химик (), иссле­дуя влияние растворенного вещества на физические свойства растворов, открыл два закона, называемые законами Рауля.

Согласно первому закону Рауля, относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества

(Р0 - Р)/Р0 = n/N или ΔР/Р0 = n/(N-n),

где Р0 - давление насыщенного пара чистого растворителя;

Р - давление насыщенного пара растворителя над раствором;

Р0 – Р = ΔР - понижение давления насыщенного пара раство­рителя над раствором.

n - число молей растворенного вещества;

N - число молей растворителя (n + N = 1).

Любая жидкость начинает кипеть при такой температуре, при которой давление ее насыщенного пара достигает величины внешнего давления. Температурой кипения называют темпе­ратуру, при которой давление насыщенного пара жидкости равно нормальному давлению, т. е. 101,3 кПа. Так, чистая вода начинает кипеть при 100 0С, ибо при этой температуре давление водяного пара как раз равно 101,3 кПа. Эта температура сохра­няется неизменной до тех пор, пока вся жидкость не превратится в пар.

Если же растворить в воде какое-либо вещество, то давле­ние водяного пара понизится (в соответствии законам Рауля). Чтобы довести давление пара раствора до 101,3 кПа, нужно нагреть раствор выше 100 0С. Отсюда следует, что точка кипе­ния раствора всегда будет выше точки кипения чистого растворителя.

Аналогично объясняется и тот факт, что растворы кристал­лизуются при более низкой температуре, чем чистые раствори­тели.

Экспериментально установлено, что Δtкип и Δtзам (повы­шение температуры кипения и понижение температуры замер­зания) пропорциональны моляльности раствора. Для одномо­ляльных растворов различных неэлектролитов независимо от их состава температура кипения данного растворителя повышается на одну и ту же величину, а температура кипения различных по составу одномоляльных водных растворов увеличивается на 0,52 0С, температура замерзания понижается на 1,86 0С. Первая из этих величин называется эбуллиоскопической постоянной растворителя (Кэ), вторая - криоскопической постоянной раство­рителя (Кк). Таким образом, второй закон Рауля формулируется следующим образом: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов пропорцио­нальны моляльной концентрации растворенного вещества:

Δtкип = Кэ·С, Δtзам = Кк·С,

где С - моляльная концентрация.

Этот закон показывает, что свойства растворов зависят только от числа частиц растворенного вещества, но не от их раз­меров, природы и т. д.

Число молей вещества равно частному от деления его массы в граммах m на молярную массу М, поэтому приведенные уравнения можно представить в следующем виде:

Δtкип = Кэ·,

Δtзам = Кк·,

откуда М = Кэ или М = Кк.

С помощью этих формул можно вычислить молярную мас­су растворенного вещества, если известна моляльная концентра­ция и понижение температуры замерзания или повышение тем­пературы кипения данного раствора.

7.1.6. Осмотическое давление

Если в сосуд налить концентрированный раствор, а поверх него чистый растворитель, то диффузия будет протекать в обоих направлениях - растворенное вещество будет диффундировать в растворитель, а растворитель - в раствор. В конце концов, кон­центрация выравнивается по всему объему.

Можно создать условия, при которых диффузия идет только в одном направлении. Разделим раствор и растворитель пленкой, через которую проходят молекулы растворителя, но не проходят молекулы растворенного вещества. Такая пленка называется полупроницаемой перегородкой. В этом случае воз­можна только диффузия растворителя в раствор.

Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом.

Явление осмоса можно наблюдать с помощью прибора, называемого осмометром. Схема простейшего осмометра такова: сосуд (или трубка) с раствором, закрытый снизу полупрони­цаемой мембраной, помещается в стакан с водой. При этом раствор поднимается по трубке вверх за счет того, что число молекул воды, проникающих в единицу времени в направлении от растворителя к раствору, больше числа молекул воды, проходящих через мембрану в обратном направлении. Через некоторое время подъем жидкости в трубке прекратится, и ее уровень достигнет высоты h над уровнем жидкости в стакане.

Прекращение подъема жидкости в трубке означает, что в системе установилась состояние равновесия, при котором число молекул растворителя, диффундирующих во взаимно противо­положных направлениях (от растворителя к раствору и от раст­вора к растворителю), одинаково.

Чем больше концентрация растворенного вещества, тем больше молекул растворителя пройдет через мембрану и, следо­вательно, тем больше будет высота (h) столба жидкости, необхо­димой для прекращения осмоса.

Таким образом, раствор лишь в том случае находится в равновесии с растворителем при наличии разделяющей их полу­проницаемой перегородки, если к последней со стороны раство­ра приложено некоторое избыточное давление, называемое осмотическим. Следует отметить, что осмотическое давление проявляется в системе, состоящей из растворителя, раствора и полупроницаемой мембраны.

Осмотическое давление раствора изменяется с концентра­цией растворенного вещества и температурой, причем эта зави­симость по форме совпадает с законами для идеальных газов.

Осмотическое давление не зависит от природы раствори­теля и растворенного вещества, оно пропорционально молярной концентрации раствора С и абсолютной температуре Т

Росм = СRT,

где R - универсальная газовая постоянная.

Подставляя в это уравнение значение С (С = n/V, где n - ко­личество растворенного вещества, моль; V - объем раствора, л), получаем уравнение, аналогичное уравнению газового состоя­ния

РосмV = nRT.

Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно при данной температуре находилось в состоянии идеального газа и занимало объем, равный объему раствора.

7.1.7. Растворы электролитов

По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и не­электролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В мо­лекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильнополярные химические связи.

К неэлектролитам относится большинство органических веществ и некоторые неорганические вещества. В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малопо­лярные связи.

При изучении свойств растворов электролитов было уста­новлено, что их осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения и понижение темпера­туры замерзания имеют бóльшие величины по сравнению с величинами, которые характеризуют растворы неэлектролитов той же концентрации. Так, например, понижение температуры замерзания одномоляльного раствора NaCl почти в два раза превышает криоскопическую постоянную для воды (3,36 0С вместо 1,86 0С).

Таким образом, если сопоставить одни и те же характе­ристики (Росм, Δtзам, Δtкип и т. д.) для растворов электролитов, полученные опытным путем и рассчитанные на основе законов Вант-Гоффа и Рауля, исходя из концентрации растворов, то первые окажутся больше вторых:

.

Коэффициент i получил название изотонического коэффи­циента. Это поправочный коэффициент, при введении которого законы Вант-Гоффа и Рауля становятся применимыми для растворов электролитов:

Росм = i RT, .

Очевидно, что для растворов электролитов i всегда больше единицы.

Почему растворы электролитов не подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля, почему электролиты проводят электричес­кий ток? Ответы на эти вопросы дает теория электролитической диссоциации, автором которой является шведский ученый С. Аррениус (1887 г.).

7.1.8. Основы теории электролитической диссоциации

Согласно этой теории:

1. Молекулы электролитов, в отличие от молекул неэлек­тролитов, при растворении в соответствующем растворителе диссоциируют на заряженные частицы - ионы (положительные и отрицательные).

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Al3+, Cl - и т. д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NO3-, SO42-, PO43- и т. д.). Многие ионы окрашены. Например, ион MnO4- имеет малиновый цвет, ион CrO42- - желтый, ионы Na+ и Cl- бесцветны. Само название "ион" в переводе с греческого означает "странст­вующий". В растворе ионы беспорядочно передвигаются ("странствуют") в различных направлениях.

2. При действии электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы дви­жутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направлен­ное движение ионов происходит в результате притяжения их к противоположно заряженным электродам.

3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распа­дом молекул на ионы (диссоциации) протекает процесс соедине­ния ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К+ и анион А - в общем виде записывается так:

КА Û К+ + А-.

Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласу­ется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Причины диссоциации были установлены позже, когда человечество поняло, как "устроены" атомы и молекулы.

При растворении вещество оказывается окруженным моле­кулами воды. Атомы в молекуле воды связаны друг с другом ковалентными полярными связями, а сама молекула имеет угловую форму. Поэтому молекула воды является диполем.

При растворении в воде ионных кристаллов диполи воды ориентируются вокруг положительных и отрицательных ионов. Это приводит к ослаблению связей между ионами и в дальней­шем к разрушению кристаллической решетки. Ионы выходят в раствор, образуя гидратированные ионы, т. е. окружены оболоч­кой из молекул растворителя.

Несколько иначе происходит диссоциация веществ с кова­лентной сильнополярной связью. Молекулы воды, приближаясь к молекуле электролита, вызывают еще большую поляризацию связи. Присоединяясь к положительному и отрицательному полюсам, молекулы электролита, диполи воды полностью смещают общую электронную пару в сторону более электро­отрицательного атома. Молекула электролита распадается на ионы.

Разные электролиты с разной легкостью распадаются на ионы. Количественной характеристикой способности веществ к диссоциации служит степень диссоциации.

Степень электролитической диссоциации - α - число, пока­зывающее, какая часть молекул электролита находится в раство­ре в виде ионов, т. е. это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к числу молекул растворенного вещества (N)

α = n/N.

Степень диссоциации - величина безразмерная. Ее выража­ют в долях единицы или чаще – в процентах.

Если степень диссоциации вещества стремится к единице или 100 %, то такой электролит называют сильным; в общем сильные электролиты имеют α > 30 %, слабые - α < 3 %, средние - α в пределах от 3 до 30 %.

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, большинство неорганических кислот (HNO3, HCl, H2SO4, HClO4 и др.), а также гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Средними электролитами являют­ся H2SO3, H3PO4 и др. Такие соединения, как H2S, HCN, H2SiO3, H3BO3, Cu(OH)2, Cr(OH)3 и др., являются слабыми электроли­тами.

Степень диссоциации электролитов зависит от концентра­ции растворов: с понижением концентрации уменьшается взаимодействие ионов в растворе, которое приводит к образованию молекул, поэтому степень диссоциации возрастает.

Между степенью диссоциации α и изотоническим коэффи­циентом i имеется количественная зависимость, которая выра­жается уравнением

α = ,

где n - число ионов, образующихся при распаде 1 молекулы.

Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

В растворах слабых электролитов устанавливается динами­ческое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, которое в общем случае имеет вид

МеmAn Û mAn+ + nAm-.

Применив закон действия масс для этого равновесия, полу­чим

K = ,

где [Men+]m, [Am-]n - равновесные концентрации ионов;

[MemAn] - равновесная концентрация молекул.

Константу равновесия (К) в этом случае называют констан­той диссоциации. Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита диссоциировать на ионы: чем больше зна­чение К, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе и тем сильнее электролит. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы раство­рителя и температуры.

Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссо­циации бинарного электролита связана со степенью диссоциа­ции соотношением

К = ,

где с - исходная молярная концентрация электролита.

Если a<< 1, то a » .

Иными словами, закон разбавления Оствальда гласит: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.

Константа диссоциации характеризует слабые электроли­ты, а у сильных отсутствует. У сильных электролитов степень диссоциации не зависит от концентрации раствора, a не отражает истинного количества молекул электролита, распав­шихся на ионы.

Для описания реальных свойств растворов сильных элект­ролитов вводится понятие эффективная (кажущаяся) концентра­ция или активность а, которая связана с истинной концент­рацией с соотношением

а = f·c,

где f - коэффициент активности.

Коэффициент активности характеризует степень откло­нения свойств данного раствора от идеального.

Он, как правило, меньше единицы и лишь при очень боль­шом разбавлении раствора, когда расстояние между ионами становится достаточно большим и межионные силы не оказывают влияние на передвижение ионов, значение коэф­фициента активности приближается к единице (f ≈ 1). Актив­ность ионов определяют опытным путем. Однако, если известны концентрации ионов и коэффициент активности, то активность можно рассчитать.

Константа диссоциации малорастворимых солей и константа гидрок­сидов металлов – есть произведение растворимости соот­ветствующих веществ (обозначается ПР). Например, для насыщенного раствора BaSO4, будем иметь

[Ba2+][SO42-] = = 1·10-10.

Если в растворе произведение концентраций ионов трудно­растворимого электролита меньше его произведения раствори­мости, то раствор является ненасыщенным и в нем может раст­воряться взятое вещество.

Если произведение концентраций находящихся в растворе ионов превысит величину произведения растворимости, то раствор станет перенасыщенным и взятое вещество выпадает в осадок.

7.1.9. Диссоциация воды. Водородный показатель

Вода представляет собой очень слабый электролит, кото­рый диссоциирует так:

Н2О Û Н+ + ОН-.

Диссоциацию воды можно охарактеризовать константой

К = = 1,8·10-16.

Степень электролитической диссоциации воды незначи­тельна, равновесную концентрацию ее [H2O] принимают посто­янной и равной 1000:18=55,56 моль/л. Произведение К·[H2O], как произведение двух постоянных, также является величиной постоянной. Она называется ионным произведением воды

Кw = K·[H2O] = [H+][OH-] = 1,8·10-6·55,56 = 10-14

Кw = [H+][OH-] = 10-14.

Произведение равновесных концентраций водород - и ги­дроксид-ионов в воде и водных растворах есть величина посто­янная.

По концентрации H+ и ОН - можно судить о присутствии в воде кислот и оснований. Когда в воде нет кислот и оснований, она имеет нейтральную реакцию, концентрации H+ и ОН - оди­наковы и равны 10-7 моль/л

[H+] = [OH-] = = = 10-7.

В присутствии кислот концентрация Н+ повышается: [H+]>7, а в присутствии оснований концентрация ОН - повы­шается, а концентрация H+ понижается [H+]<10-7 и раствор приобретает щелочную реакцию среды.

Однако для характеристики сред водных растворов поль­зуются не величиной концентрации водород - или гидроксид - ионов в ней, а так называемым водородным показателем рН.

Водородный показатель (рН) раствора численно равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе

рН = -ℓg [H+].

Например, если концентрация ионов [H+] = 10-3 моль/л, то рН = -ℓg10-3 = 3 и среда раствора кислая, а если концентрация ионов [H+] = 10-13 моль/л, то рН = -ℓg10-13 = 13 и среда раствора щелочная. Водные растворы имеют значение рН в интервале от 0 до 14.

Среда раствора:

- кислая, если [H+]>10-7, а рН<7 и чем меньше значение рН, тем больше кислотность раствора;

- нейтральная, если [H+]=[OH-]=10-7, а рН=7;

- щелочная, если [H+]<10-7, а рН>7 и чем больше значение рН, тем больше щелочность раствора.

Зависимость между концентрациями ионов H+, величиной рН и средой раствора представлена на схеме:

14

-

10

13

-

10

11

-

10

9

-

10

7

-

10

5

-

10

3

-

10

1

-

10

0

10

[H+]