Общая химия. Анисимова Ж.П - 46 стр.

                       7 рН – растворов и гидролиз солей

Цель работы: приобретение навыков определения реакций среды и расчета
рН водных растворов различных веществ. Изучение реакций гидролиза
солей различных типов, совмещение гидролитического равновесия.
7.1 Теоретическая часть

Химически чистая вода, являясь весьма слабым электролитом, в очень
малой степени распадается на ионы гидроксония и гидроксид-ионы:

H O     H + + OH- или точнее 2H O        H O + + OH -
 2                             2          3

Константа диссоциации воды при 220С равна:

     (H + ) Ч(OH- )
КД =                = 1,8Ч10-16
          H O
            2

Молярная концентрация воды (Н2О) составляет:
1000 : 18 = 55,56 моль/л
Так как концентрация мало меняется при диссоциации и при растворении в
воде малых количеств электролитов, концентрацию воды можно считать
постоянной величиной и включить в константу:

KH2O = (H2O)·KД = (H+)·(OH-) = 1,8·10-16·55,56 = 1·10-14

Для воды и ее растворов произведение концентрации ионов водорода и
гидроксид-ионов – величина постоянная при 220С составляет 10-14.
Концентрация ионов Н+ и ОН- в нейтральном растворе равны между собой
при 220С:

(H+)·(OH-) =1·10-14 = 10-7 моль/л

Однако при добавлении к воде кислоты или щелочи ионное равновесие
будет смещаться влево. Для кислых растворов (H+) > 10-7, для щелочных -
(H+) < 10-7, а для нейтральных (H+) = 10-7.
Количественно характер среды раствора определяется водородным
показателем рН, который равен десятичному логарифму, взятым с
обратным знаком (Зёренсен, 1909 г.) концентрации ионов водорода:

РН = -lg(H+)

Для нейтральных растворов рН равен 7, кислых – меньше 7, щелочных –
больше 7.

46