Электролитическая диссоциация воды
5.8. Электролитическая диссоциация воды.
Ионное произведение воды.
Вода является слабым электролитом, однако, обладает некоторой измеримой электропроводностью. Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии:
1. Н2О « Н+ + ОН-.
2. Н+ + Н2О « Н3О+ (ион гидроксония).
Первая стадия эндотермическая, вторая – сильно экзотермическая, , поэтому все ионы водорода гидратированы, и электролитическую диссоциацию следует выражать уравнением:
2 Н2О « Н3О+ + ОН-.
При 220 С степень электролитической диссоциации воды равна 1,80·10-9, т.е. из 555 000 000 молекул воды диссоциирует только одна. Следовательно, вода является очень слабым электролитом и для описания процесса ее диссоциации применим закон действия масс.
К = [H3O+][OH-]/[H2O]2, [H3O+][OH-]=K[H2O]2,
Рекомендуемые материалы
где К – константа электролитической диссоциации воды. Так как практически [H2O]=const, то окончательно имеем
[Н3O+][OH-] = КН2О.
Постоянная КН2О называется ионным произведением воды. Вычислим значение КН2О при 220 С. В 1 л воды, массу которой можно принять равной 1000 г, находится 1000/18 = 55,5 моль воды (ее молярная концентрация). Тогда [H3O+][OH-] = aсМ = 55,5 1,80 10-9 = 1,000 10-7 моль/л.
Отсюда значение ионного произведения воды при 220 с будет
[H3O+][OH-] = (1,000·10-7)2 = 1,000 10-14.
Величина ионного произведения возрастает с повышением температуры, т.к. при этом увеличивается степень электролитической диссоциации воды.
Водородный показатель.
Водные растворы различных соединений могут давать кислую, нейтральную и щелочную реакцию среды.
Если [H+]=[OH-]=1-7 моль/л, то реакция среды нейтральная.
Если [H+]>[OH-], то реакция среды кислая. В кислой среде [H+]>10-7 (10-6,10-5 и т.д.).
Если [H+]<[OH-], то реакция среды щелочная. В щелочной среде [H+]<10-7 (10-8, 10-9 и т.д.).
Таким образом, среду можно охарактеризовать концентрацией катионов водорода. Для характеристики среды используют водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода:
pН = -lg [H+].
Нейтральная среда рН=7.
Кислая среда рН<7.
Щелочная среда рН>7.
Реакцию среды определяют с помощью рН-метров и индикаторов.
Индикаторами называются вещества, которые по-разному меняют свою окраску в кислой и щелочной среде.
Гидролиз солей.
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабодиссоциирующих ионов или труднорастворимых веществ. При этом нарушается равновесие диссоциации воды и изменяется рН среды.
Гидролиз соли – это реакция, обратная реакции нейтрализации. Сущность ее сводится к связыванию анионом слабой кислоты катионов водорода из воды или катионом слабого основания – гидроксид-ионов из воды. В результате изменяется реакция среды.
1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (Na2CO3, K2S, CH3COONa). При гидролизе солей этого типа в растворе накапливаются ионы ОН-, сообщая ему щелочную реакцию с рН>7.
Пример. K2S + H2O ó KHS + KOH
S2- + H2O ó HS- + OH-
2. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием (ZnCl2, Al(NO3)3, CuCl2). При гидролизе солей этого типа в растворе накапливаются катионы водорода, сообщая ему кислую реакцию с рН<7.
Пример. ZnCl2 + H2O ó ZnOHCl + HCl
Zn2+ + H2O ó ZnOH+ + H+
3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNH4, Al2S3). Реакция и рН раствора определяются относительной силой образующихся оснований и кислот.
В лекции "Часть 7" также много полезной информации.
Пример. CH3COONH4 + H2O ó CH3COOH + NH4OH
CH3COO- + NH4+ + H2O ó CH3COOH + NH4OH.
4. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NaCl, KNO3) гидролизу не подвергаются, т.к. не содержат в своем составе ионов, способных связывать ионы воды.
Количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать с помощью степени гидролиза h и константы гидролиза Кгидр..
Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе. Степень гидролиза возрастает при разбавлении раствора и при повышении температуры.
