= 7,5 -10-3 (моль/л).

Пример 2. Чему равна степень электролитической диссоциации уксусной кислоты в ее 0,2 М водном растворе? Какова концентрация ионов Н+ в этом растворе? Кди C(CH3COOH) = 1,80 -10-5.

Решение:

Запишем математическое выражение закона разбавления Ост-

2

СОС

вальда: K = .

1 -а

Так как в наших условиях а « 1, то можно воспользоваться упрощенной формой: К= а с, откуда

I к /18 10~5

а = J— = Л-?— = 9,5 ? 10-3, или 0,95 %.

VC \ 0,2

Концентрация ионов Н+ будет равна: с(Н+) = а • с = 9,5 • 10-3 • 0,2 = 1,9 • 10-3 моль/л.

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы:

Н2О < Н+ + ОН-.

Этому процессу соответствует константа диссоциации:

K = c(H +) ?c(OH-) = • ю-16 (при 25 °С).

c(H2O)

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды с(Н2О) с достаточной точностью равна общей концентрации воды: 55,55 моль/л. Тогда выражение для константы диссоциации воды можно преобразовать следующим образом:

с(Н+) • с(ОН-) = К • с(Н2О) = Ю-14 = Kw.

Константа KW называется ионным произведением воды.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре KW - величина постоянная. При 25 °С KW=10-14.

Поскольку диссоциация воды - эндотермический процесс, то с ростом температуры диссоциация усиливается, и значение KW возрастает.

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 25 °С составляют Ю-7 моль/л.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. В ней-

+ - -7

тральных растворах с(Н+) = с(ОН-) = 10-7 моль/л.

В кислых растворах с(Н+) > 10-7 моль/л и с(Н+) > с(ОН-), а в ще-

+ -7 + -

лочных растворах с(Н ) < 10 моль/л и с(Н ) < с(ОН ).

Вместо концентраций ионов Н+ и ОН- удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; эти величины обозначаются символами рН и рОН и называются соответственно водородным и гидроксидным показателями:

pH = -lg c(H+); pOH = -lg c(OH-).

В частности, для воды при 25 С:

рН = -lg10-7 = 7, pOH = -lg10-7 = 7.

Следовательно, в нейтральных растворах:

pH = pOH = 7, а сумма pH + pOH = 14.

В кислых растворах рН < 7, а в щелочных растворах рН > 7. Пример 3. Определите рН водного раствора H2SO4 с ^H^O^ = = 0,02 моль/л. Решение:

Так как серная кислота в разбавленном растворе диссоциирует полностью: H2SO4 — 2H+ + SO42-, то концентрация ионов Н+ будет равна с(Н+) = а • с • 2 = 1 • 0,02 • 2 = 0,04 моль/л. Отсюда рН = -lg с(Н+) = = -lg 0,04 = -lg 4 •Ю-2 = -lg 4 - lg10-2 = -0,6 +2 = 1,4.

Исходя из равенства рН + рОН = 14, следует, что рОН = 14 - 1,4 =

= 12,6.

Пример 4. Рассчитайте молярную концентрацию HC1, если водородный показатель водного раствора хлороводорода равен 1,85. Решение:

Так как pH = 1,85, следовательно -1g с(г1+) = 1,85; lg c(H+) = -1,85 =

=2,15. (т. е. -2 + 0,15 = -1,85). Отсюда с01+) = 1,4 • 10-2. Так как соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, то и сЩСГ) = 1,4 • 10-2 моль/л.

Произведение растворимости

Рассмотрим гетерогенную систему - насыщенный раствор малорастворимого электролита, находящийся в равновесии со своим осадком:

KA(d) < ПКП+(Р) + шЛП-(р).

Для твердой фазы (осадка) с(КпАт) = const, и математическое выражение константы данного равновесия имеет вид:

К = сп(Кт+) ст(Ап-)

Такая константа равновесия называется произведением растворимости (ПР), или константой растворимости (Ks):

К = ПР = с п(Кт+) с т(Ап-)

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре -величина постоянная.

Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

Условия образования осадка:

ПК = с(^+)п с(Ап-)т > ПРкпАт,

где ПК - произведение концентраций ионов, находящихся в данном растворе.

Раствор, в котором создается это условие, - пересыщенный относительно данного электролита, из него будет выпадать осадок.

Данное условие может достигаться, например, введением одноименного иона в насыщенный раствор КпАт. Условие растворения осадка: ПК < ПРКпАт.

Раствор в данном случае - ненасыщенный, кристаллы малорастворимого электролита КпАт при введении в него будут растворяться.

Условия ПК < ПРкиАм можно достигнуть, приливая достаточно большое количество растворителя либо же связывая в малодиссоции-рующие частицы те ионы, которые осадок KnAm посылает в раствор.

По величине ПР может быть найдена растворимость вещества s (моль/л). Для бинарных электролитов, например, BaS04 (ПР = 1,1 *10-10),

2+ 2-

растворимость s = с(Ва ) = c(SO4 ), поэтому

ПР = с(Ва2+) • c(SO42-) = s2, откуда s = VIP = Л/1,1-10"10 = 10"5 моль/л.

Пример 5. Произведение растворимости Ag2SO4 рав