Эквивалентная (Нормальная) концентрация

это число эквивалентов в 1 литре раствора. Обозначают символом Сн

0,1 нормальный раствор - децинормальный.

Мольная доля - это величина, характеризующая отношение количества молей данного вещества к общему количеству молей всех веществ, находящихся в смеси или растворе. Для того чтобы определить мольные доли веществ, необходима лишь таблица Менделеева и элементарное умение совершать вычисления.

Чтобы определить мольную долю того или иного вещества, вам понадобится сначала вычислить количество молей и этого вещества и всех других веществ, содержащихся в смеси (растворе), потом подставить эти величины в следующую формулу:Х = n1/Σn , где Х – мольная доля интересующего нас вещества, n1 – количество его молей, а Σn – сумма количества молей всех имеющихся веществ.

Электролитическая диссоциация. Влияние природы вещества на его способность к электролитической диссоциации в водном растворе. Гидратация ионов в растворе. Основания и кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ион гидроксония. Амфотерные гидроксиды. Кислотно-основной характер диссоциации. Диссоциация средних, кислых и основных солей.

Под электролитической диссоциацией понимают распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов. Например, молекула уксусной кислоты так диссоциирует в водном растворе:

CH3COOH === + СО

Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при надписи уравнений диссоциации применяется знак обратимости(стрелочки –туда и обратно).

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Гидратация ионов во многом определяет их поведение в растворе — она влияет на скорость передвижения ионов, на условия их взаимного сближения и адсорбции на разделах фаз. Чем больше и устойчивей гидратная оболочка, тем труднее перемещаться ионам в воде и сближаться друг с другом или адсорбироваться.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид-ионов ОН-.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

NаОН « Na+ + OH-; Ва(ОН)2 « Ba2+ + 2OH-; NH3·H2O « NH4+ + OH-.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида — катионов водорода Н+,

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Н2SО4 = 2Н+ + SО2-

СН3СООН = Н+ + СН3СОО-.

Гидроксо́ний (оксоний, гидроний) НзО+ — комплексный ион, соединение протона с молекулой воды.

Амфоте́рные гидрокси́ды — неорганические соединения, гидроксиды амфотерных элементов, в зависимости от условий проявляющие свойства кислотных или осно́вных гидроксидов.

Все амфотерные гидроксиды являются твёрдыми веществами. Нерастворимы в воде, в основном являются слабыми электролитами.

При нагревании разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида, например:

В ряде случаев промежуточным продуктом при разложении является метагидроксид, например:

При взаимодействии с кислотами образуют соли с амфотерным элементом в катионе, например:

При взаимодействии со щёлочью образуют соли с амфотерным элементом в анионе, например:

 

 

Соли – это электролиты, которые диссоциируют в растворе на катионы металлов (и NH4+) и анионы кислотных остатков. Соли по своему составу бывают кислые, основные и средние. Кислые соли характерны для слабых многоосновных кислот, основные – для слабых многокислотных оснований, а средние соли могут быть образованы как сильными, так и слабыми кислотами и основаниями. Однако независимо от состава, соли первично диссоциируют на катион металла и кислотный остаток.

Средняя соль AICI3 Û AI+3 + 3CI- , ZnSO4 Û Zn+2 + SO42-.

Кислая соль KHCO3 Û K+ + HCO3- NaH2PO4 Û Na+ + H2PO4

Основная соль- ZnOHCI Û ZnOH+ + CI- Cr(OH)2NO3 Û Cr(OH)2+ + NO3-

 

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации. Основные представления теории сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации в растворах сильных электролитов. Концентрация ионов в растворе и активность.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Способность вещества к электролитической диссоциации называется степенью диссоциации. Она показывает отношение числа молекул, продиссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита: α = п/N ,

где α— степень диссоциации; п - количество ионов в растворе;

N— общее число молекул в растворе.

По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы. К первой группе относят электролиты, степень диссоциации которых в растворах α > 30 % и почти не зависит от концентрации раствора. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в водных растворах относятся щелочи: КОН, NaOH, Ba(OH)2, Са(ОН)2; кислоты: HNO3, НСl, H2SO4, НClO4, а также их соли.

Электролиты, степень диссоциации которых в растворах α< 2 % и уменьшается с ростом концентрации, называют слабыми электролитами. К ним относят воду, ряд кислот: H2S, Н2СОз, HCN, H2Si03, органические кислоты, основания р-, d- и f-элементов и NH4OH.

Между этими двумя группами нет четкой границы, одно и то же вещество в одном растворителе проявляет свойства сильного, а в другом - слабого электролита. Например, хлорид лития и иодид натрия, имеющие ионную кристаллическую решетку, при растворении в воде ведут себя как типичные сильные электролиты, при растворении же в ацетоне или уксусной кислоте эти вещества являются слабыми электролитами со степенью диссоциации в растворах меньше единицы.

Степень диссоциации зависит: 1) от природы растворителя; 2) природы растворяемого вещества;3) концентрации раствора (при разбавлении степень диссоциации a сильно возрастает);4) температуры.

Если степень диссоциации характеризует способность вещества распадаться на ионы, то количественной мерой процесса диссоциации является константа диссоциации.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и его можно представить в виде обратимой химической реакции. Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты: CH3COOH«CH3COO-+H+

константа равновесия этого процесса будет равна:

Кдис = [СНзСОО-]. [Н+]/[СН3СООН] = 1,75х10^-5

где [СНзСОО-], [Н+] - концентрация ионов;

[СН3СООН] - концентрация непродиссоциированных молекул.

Константа равновесия, соответствующая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Константа диссоциации показывает устойчивость молекул вещества к диссоциации. Чем меньше значение константы диссоциации в данном растворе, тем слабее диссоциирует электролит.

Степень диссоциации изменяется с изменением концентрации раствора. Рассмотрим эту зависимость на примере слабого электролита уксусной кислоты:

CH3COOH«CH3COO-+H+.

Принимая исходную концентрацию кислоты равной с, а степень диссоциация a, получаем, что концентрация части кислоты, которая диссоциирована, будет равна aс. Так как при диссоциации одной молекулы кислоты образуется по одному иону Н+ и СНзСОО-, то их концентрации будут равны aс. Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоциированном состоянии, будет равна с - aс = с(1 - a). Подставив значения равновесных концентраций ионов и кислоты в уравнение 5.2 , получим:

Кдис = са х са/с(1-а) = са^2 /1-а

Кдис = а^2/1-а х с (5.3)

Уравнение (5.3) было получено В. Ф. Оствальдом и называется законом Оствальда.

Если a<< 1, то уравнение (5.3) упрощается:

Кдис=a2×с. (5.4 а)

Откуда а= (5.4 б)

Уравнение (5.3) называется законом разбавления Оствальда. Из него следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита. Аналогичное уравнение можно получить для слабого основания.

Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдущей.

В растворе сильные электролита все молекулы распадаются на ионы (a = 1). Спектральный анализ действительно не обнаруживает в растворе молекул. Но возникает зависимость Кдис от концентрации даже в разбавленных растворах сильных электролитов, и увеличивается с разбавлением, чего не должно быть. При этом с увеличением концентрации электропроводимость снижается.

1. Можно предположить, что с увеличением концентрации количество ионов уменьшается, т.е. они связываются между собой. Это и есть первая особенность – ионы в растворе сильного электролита взаимодействуют не только с растворителем, но и с друг другом, и, чем больше концентрация, тем сильнее это взаимодействие. В результате ионы не могут двигаться независимо друг от друга. При этом снижается степень диссоциации и электропроводимость. В результате возникает кажущаяся степень диссоциации, которая меньше < истинной a.

2. Происходит образование ионной атмосферы. Каждый ион окружен ионами противоположного знака и является центром ионной атмосферы. Возникает картина, подобная ионному кристаллу, но поскольку ионы гидратированы, они находятся на больших расстояниях друг от друга, чем в ионном кристалле, и при этом еще двигаются. Поэтому такая структура то возникает, то разрушается.

3. При высокой концентрации электролита возможно образование ионных пар: ВаСl+, AgCl2-, LiCl2-.

Таким образом, в растворах сильных электролитов, особенно с увеличением концентрации, происходит изменение свойств раствора, как будто при этом уменьшается степень диссоциации. Эти изменения не связаны с изменением истинной степени диссоциации, а обусловлены взаимодействием между ионами в растворе. aкаж<aист, Кдис = f(c).

При измерении электропроводимости таких растворов создается впечатление, что уменьшается концентрация электролита за счет взаимного притяжения между ионами. Льюис в 1907 году предложил вместо концентрации в таких электролитах ввести понятие активности а < с. Активность – вспомогательная величина, которая в суммарной форме отражает взаимодействие ионов в растворе сильного электролита. От концентрации активность отличается на некий поправочный коэффициент g: а = gс, где g - коэффициент активности. g < 1. а = с при g -- 1. Чем меньше g, тем сильнее взаимодействие между ионами в растворе сильного электролита. Активность измеряется также как концентрация в [моль/л]. Кдис = с(А+n) с(В-m)/ с( АnВm). Если с = а/g, то

Кдис = [ а(А+n) а(В-m)/ а( АnВm)] g( АnВm)/g (А+n)g (В-m)

Экспериментально активность измеряется по повышению температуры кипения или понижению температуры замерзания растворов.

Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Факторы, влияющие на величину константы диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Равновесия в растворах слабых электролитов. Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации (Кдисс.): KatnAnm ↔ nKat+ + mAn-

где Kat – катион (положительно заряженный ион металла),

An – анион (отрицательно заряженный ион кислотного остатка).

Однако это выражение применимо только к слабым растворам слабых электролитов.

В том случае, если электролит распадается только на два иона:

KatAn ↔ Kat+ + An-

то равновесные концентрации образовавшихся при диссоциации катионов и анионов одинаковы и равны:

[Kat+] = [An-] = α·c(KatAn),

а недиссоциированных молекул: [KatAn] = (1-α) ·c(KatAn)

Подставляя в уравнение константы диссоциации, получим:

Это выражение получило название закона разбавления Оствальда. Оно позволяет находить константу диссоциации электролита по степени диссоциации или наоборот.

Для электролитов, у которых степень диссоциации очень мала, то есть α <<1:

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Диссоциация трехосновной ортофосфорной кислоты H3PO4:

1. H3PO4 ↔ H+ + H2PO4 –

2. H2PO4 - ↔ H+ + HPO4 2–

3. HPO4 2-↔ H+ + PO4 3–

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Действительно, константы диссоциации (константы кислотности) фосфорной кислоты по ступеням соотносятся: K1 > K2 > K3 = 8 · 10-3 > 6 · 10-8>10-12

Суммарному равновесию: H3PO4 ↔ 3H+ + PO43- отвечает суммарная константа диссоциации: K = K1· K2 ·K3

Закон разбавления Оствальда. Степень диссоциации определяется константой диссоциации и концентрацией слабого электролита в растворе.

Рассмотрим равновесные молярные концентрации исходного слабого электролита и образовавшихся катионов и анионов в состоянии химического равновесия:

Молярные концентрации веществ В начальный момент времени (τ0) К моменту достижения равновесия (τравн.)     MA с0 [MA] = (1−α )с0     M+ [M+] = αс0     A− [A−] = αс0    

Отсюда:

 

Данное выражение было впервые выведено немецким физико-химиком В. Оствальдом (закон разбавления Оствальда). Закон разбавления показывает, что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации. Последняя в данном растворителе и для данного электролита зависит только от температуры.

При очень низкой степени диссоциации (α < 1%) принимают, что (1 − α) ≅ 1. Тогда уравнение Оствальда упрощается до формулы: Kд = α2 с0. В таком приближенном виде уравнение Оствальда чаще всего и используется химиками.

Рассматривая зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита , мы обнаруживаем, что повышение концентрации ведет к снижению степени диссоциации, а разбавление раствора, наоборот, к ее повышению.

 

Зависимость степени диссоциации α от концентрации слабого электролита в растворе с0.

При бесконечном разбавлении (когда концентрация электролита стремится к 0) степень диссоциации стремится к 1.

 

 

Комплексные соединения. Состав молекул катионных и анионных комплексных соединений. Диссоциация молекул комплексных соединений в водном растворе. Диссоциация комплексных ионов в растворе. Константа нестойкости. Константа устойчивости. Факторы, определяющие устойчивость комплексных ионов в растворе.

Комплексными называют соединения, в узлах кристаллов которых находятся комплексы (комплексные ионы), способные к самостоятельному существованию.

Значение комплексных соединений для различных областей техники очень велико. Способность веществ образовывать комплексные соединения используется для разработки эффективных методов получения химически чистых металлов из руд, редких металлов, сверхчистых полупроводниковых материалов, катализаторов, красителей, лекарственных препаратов, очистки природных и сточных вод, растворения накипи в парогенераторах и т.п.

Первые комплексные соединения были синтезированы в середине 19 века. Основоположником теории комплексных соединений стал швейцарский ученый Вернер, разработавший в 1893 г. координационную теорию. Большой вклад в химию комплексных соединений внесли русские ученые Л.А. Чугаев, И.И. Черняев и их ученики.

1. В каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы.Внутреннюю сферу называют комплексом. При написании химических формул комплексных соединений внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки. Например, в комплексных соединениях а) К2[ВеF4], б) [Zn(NH3)4]Cl2, внутреннюю сферу составляют группировки атомов – комплексы а) [ВеF4]2– и б) [Zn(NH3)4]2+, а внешнюю сферу составляют соответственно ионы а) 2К+ и б) 2Сl–.

2. В молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, или атом внутренней среды занимает центральное место и называется комплексообразователем. В формуле комплекса (внутренней сферы) комплексообразователь указывается первым. В приведенных примерах это ионы а) Ве2+ и б) Zn2+. Комплексообразователями являются атомы или чаще ионы металлов, относящиеся к p-, d-, f- элементам и имеющие достаточное число свободных орбиталей (Cu2+, Pt2+, Pt4+, Ag+, Zn2+, Al3+ и т.д.).

3. Вокруг комплексообразователя расположено (или, как говорят, координировано) некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами (или аддендами). В данном случае это а) ионы F– и б) молекулы NН3.

Лигандами в комплексных соединениях могут служить анионы F– , OH–, CN–, CNS–, NO2–, CO32–, C2O42– и др., нейтральные молекулы Н2О, NН3, СО, NО и др.

Число координационных мест, занятых лигандами вокруг комплексообразователя (в простейших случаях - число лигандов, окружающих комплексообразователь), называется координационным числом (к.ч.) комплексообразователя. Координационные числа различных комплексообразователей имеют значение от 2 до 12.

Лиганды, занимающие во внутренней координационной сфере одно координационное место, называются монодентатными. Лиганды, занимающие во внутренней сфере два или несколько мест (до восьми) за счет образования с комплексообразователем соответствующего числа химических связей, называются полидентатными. Примерами монодентатных лигандов являются ионы Сl–, F–, ОН–, молекулы NН3, Н2О, СО и др. В качестве бидентатных лигандов часто выступают ионы СО32–, SО42– и им подобные. Одним из наиболее важных полидентатных лигандов (гексадентатным) является анион этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА).

Заряд внешней сферы численно равен суммарному заряду внутренней сферы и противоположен ему по знаку. Например, во внешней сфере комплексного соединения К3[Fe(CN)6] находятся три положительно заряженных иона К+. Следовательно, заряд комплекса (комплексного иона) равен (-3): [Fe(CN)6]3–.

Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальных ионов. Так, в комплексном соединении К3[Fe(CN)6] заряд иона железа равен (+3). Сумма зарядов всех частиц, входящих в комплексное соединение, равняется нулю.

Диссоциация комплексных соединений в растворах. Внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения сильно различаются по устойчивости.

Частицы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом преимущественно электростатическими силами (ионная связь) и легко отщепляются в водном растворе подобно ионам сильных электролитов.

Диссоциация (распад) комплексного соединения на ионы внешней сферы и комплексный ион (комплекс) называется первичной. Она протекает почти нацело, до конца, по типу диссоциации сильных электролитов.

Например, процесс первичной диссоциации при растворении тетрафторобериллата калия может быть записан по схеме: К2[ВеF4] = 2К+ + [ВеF4]2–.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплексного соединения, связаны с комплексообразователем прочными ковалентными связями, образованными по донорно-акцепторному механизму, и диссоциация комплексных ионов в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени по типу диссоциации слабых электролитов, т.е. обратимо до установления состояния равновесия. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной диссоциации. Например, ион тетрафторобериллат диссоциирует лишь частично, что выражается уравнением

[ВеF4]2– D Ве2+ + 4F– (уравнение вторичной диссоциации).

Диссоциация комплекса как обратимый процесс характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплекса Кн.

Как и любая константа равновесия, константа нестойкости зависит только от природы комплексного иона, комплексообразователя и лигандов, растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации (активности) веществ в растворе.

Чем больше заряды комплексообразователя и лигандов и чем меньше их радиусы, тем выше устойчивость комплексов. Прочность комплексных ионов, образованных металлами побочных подгрупп, выше прочности ионов, образованных металлами главных подгрупп.

Для сравнительной оценки прочности различных комплексных ионов пользуются не константой диссоциации отдельных ступеней, а общей константой нестойкости всего комплекса, которую определяют перемножением соответствующих констант ступенчатой диссоциации. Например, константа нестойкости иона [Cu(NH3)4]2+ будет равна:

KH = KД1· KД2· KД3·KД4 = 2,1·10–13.

 

Для характеристики прочности (устойчивости) комплексов применяют также величину, обратную константе нестойкости, ее называют константой устойчивости (Куст) или константой образования комплекса:

 

 

Устойчивость комплексных соединений определяется как внешними условиями (температура, природа растворителя, ионная сила, состав раствора), которые учитываются при расчёте условной константы устойчивости, так и фундаментальными факторами. Такими факторами являются: природа центрального атома и донорных атомов лигандов, структура лигандов и стерические факторы.

Согласно теории Льюиса, комплексообразование можно рассматривать как один из видов кислотно-основных равновесий, в котором роль кислоты играет центральный ион (акцептор электронов), а роль основания –лиганды(доноры электронов). В соответствии с теорией Льюиса все кислоты и основания условно делятся на два класса: жёсткие и мягкие кислоты и основания. При оценке жёсткости и мягкости кислот и основанийучитывается их химический состав, электронное строение и сравнительная устойчивость образуемых ими кислотно-основных комплексов. Согласно принципужёстких и мягких кислот и основанийкислотно-основные взаимодействия протекают таким образом, что жёсткие кислоты предпочтительно связываются с жёсткими основаниями, а мягкие кислоты – с мягкими основаниями.

Устойчивость комплексных соединений также зависит от пространственного окружения донорных атомов. Введение заместителей в положения, близкие к донорным атомам, может затруднить образование комплекса. Особенно сильно проявляются стерические затруднения в комплексах с хелатообразующими лигандами. Например, такой эффект наблюдается при использовании 2-алкилпроизводных 8-оксихинолина(HL):

Он может образовывать с двухзарядными ионами внутрикомплексные соединения тетраэдрической конфигурации состава МL2 ,а с трёхзарядными - октаэдрические комплексы МL3 . Однако для ионов малого радиуса, в частности Al3+, образование комплексов ML3 невозможно ввиду стерических затруднений, создаваемых группой в положении 2. В этом случае образуются лишь заряженные, растворимые комплексы ML2+и ML2+. На этом основано применение в аналитической химии 2-замещённых

8-оксихинолинов для осаждения ионов Cr3+,Fe3+,Zn2+ в присутствии Al3+.

Пространственные затруднения возникают и при образовании комплексов с вынужденной конфигурацией. Так, линейный триэтилентетрамин образует с ионами Cu2+ более устойчивый хелат, чем разветвлённый:

В первом случае возможна более благоприятная для Cu2+ плоская квадратная конфигурация, во втором требуется не характерная для Cu2+ тетраэдричекая структура. Для Zn2+, наоборот, предпочтительнее тетраэдрическая конфигурация, поэтому с разветвлённым амином комплекс Zn2+ более устойчив.

 

Диссоциация воды. Константа диссоциации. Ионное произведение воды. Кис-лотно-основная теория Бренстеда-Лоури. Влияние температуры на диссоциацию воды. Водородный показатель рН. Гидроксильный показатель рОН. Понятие о буферных растворах. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований.

Диссоциация воды сопровождается распадом молекул Н2О на протон Н+ и гидроксильную группу ОН-. Если представить уравнение диссоциации электролита в виде: М=К++А- , тогда диссоциация воды может быть выражена уравнением: Н2О↔Н++ОН-, а уравнение, с помощью которого рассчитывается степень диссоциации воды, можно представить в двух видах (через концентрацию образовавшихся протонов или концентрацию образовавшихся гидроксильных групп): α=[Н+]/[Н2О] или α=[ОН-]/[Н2О]. Так как на величину α влияет не только химическая природа вещества, но и концентрация раствора или его температура, то принято говорить о кажущейся (мнимой) степени диссоциации. Склонность молекул слабых электролитов, включая воду, распадаться на ионы в большей степени характеризуется константой диссоциации (частный случай константы равновесия), которую принято обозначать, как Кд. Для расчета этой величины применяется закон действующих масс, который устанавливает соотношение между массами полученных и исходных веществ. Электролитическая диссоциация воды — это распад исходных молекул воды на протоны водорода и гидроксильную группу, поэтому константа диссоциации выражается уравнением: Кд = [Н+] • [ОН-]/[Н2О]. Эта величина для воды является постоянной и зависит только от температуры, при температуре, равной 25оС, Кд=1.86•10-16.

 

Ионное произведение воды. Вода - очень слабый амфотерный электролит, при ее диссоциации образуется одинаковое число ионов Н+ и ОН- , согласно уравнению:

Н2О ⇄ Н+ + ОН –

Вода представляет собой слабый амфотерный электролит:

Н2О Н+ + ОН-или, более точно:2Н2О Н3О+ + ОН-

Константа диссоциации воды при 25оС равна:

Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда

Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW:

Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13.

В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными.

Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации

ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если [H+] = 10-3 моль/л, то [OH-] = KW/[H+] = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если [OH-] = 10-2 моль/л, то [H+] = KW/[OH-] = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды.

На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями.

Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода:

рН = - lg[H+]

Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила:

рОН = - lg[OH-]

Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что

рН + рОН = 14

Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.