Лекция №11. Водородный показатель кислотности и щелочности водных растворов. 
Ионное произведение воды. 
Растворимость

Для выражения кислотности или щелочности раствора используют величину водородного показателя (рН), равную десятичному логарифму концентрации ионов водорода [H⁺], взятому с обратным знаком: рН=-lg[H⁺], где [H⁺]=[моль/л].

Таким образом, по характеру среду растворы можно подразделить на кислые (растворы, в которых концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов), щелочные (растворы, в которых концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов) и нейтральные (растворы, в которых концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов).

Существуют различные методы измерения рН. Приближенно реакцию среды возможно определить при помощи специальных реактивов, или индикаторов, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространёнными индикаторами являются: метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В следующих таблицах даны характеристики основных применяемых индикаторов:

Таблица 1. Кислотно-основные индикаторы.

Таблица 2. Важнейшие индикаторы.

Для воды и разбавленных водных растворов при Т=const:

[Н+]· [ОН-]=const=KH2O, где KH2O — ионное произведение воды.

При Т=298К (25С) для чистой воды [Н+]=[ОН-]=10−7 моль/л, поэтому:

KH2O=10−7· 10−7=10−14 или р[Н+]+р[ОН-]=14, т. е. р[Н+]=14-р[ОН-].

Т.о. сумма водородного и гидроксильного показателей в водных растворах при 25С равна 14.

При увеличении температуры значение ионного произведения воды возрастает (например, при 100С оно достигает величины 5,5· 10−13).

Однако следует учитывать, что каковой бы ни была величина реакции раствора (рН), произведение концентраций [Н⁺]· [ОН^-] остаётся неизменным. Величина ионного произведения воды может измениться только при изменении температуры, но не при увеличении [Н⁺] или [ОН^-].

Расчет растворимости солей и минералов Насыщенным называют раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества. При заданных условиях концентрация насыщенного раствора не изменяется во времени. Её называют растворимостью и обозначают заглавной буквой английского термина «Solubility» S. Растворимость зависит от температуры и состава раствора. Обычно её рассчитывают на основе термодинамических констант. Рассмотрим равновесие между солью, состоящей из катионов металла M^z+ и анионов кислотного остатка A^z, и её насыщенным раствором. При этом учтем, что все соли — сильные электролиты, полностью диссоциирующие в растворе.

М+А (т)=+Мz+(р-р)+Аz (р-р). (1).

Константу данного равновесия называют произведением растворимости соли и обозначают L. Запишем её выражение согласно закону действующих масс учитывая, что активность чистого растворенного вещества равна 1 (стандартное состояние).

L = a₊⁺a = M^z++A^z, (2).

где = ₊ +, а среднеионный коэффициент активности = (₊⁺)^1/. Выражение (2) используют для расчета концентрации ионов в насыщенных растворах. Значения произведений растворимости берут в справочнике или вычисляют по величине энергии Гиббса растворения соли:

(3).

(4).

Растворимость в бинарной системе соль — вода В этом случае, согласно уравнению (1), M^z+=₊S и A^z=S.

Подставим эти соотношения в (2). L=(₊S)⁺(S). После преобразования получим: L=(S), где среднеионный стехиометрический коэффициент равен: =(₊⁺)^1/, а ₊+=.

Отсюда получаем формулу для расчета растворимости соли в воде:

(5).

Если растворимость соли ниже 10⁴ моль/л, то среднеионный коэффициент активности можно принять равным 1.

Растворимость в многокомпонентной системе в отсутствие одноименного иона Одноименными называют ионы, входящие в состав рассматриваемого труднорастворимого соединения. Если таковые в многокомпонентном растворе отсутствуют, то расчет растворимости ведут также по формуле (5), но с учетом ионной силы раствора. Вкладом труднорастворимого соединения в ионную силу пренебрегают, если его растворимость более, чем в 100 раз ниже концентрации других компонентов раствора. Ионную силу вычисляют как, а коэффициент активности как или, подставляя в последние вместо квадрата заряда иона модуль произведения зарядов ионов, образующихся при растворении труднорастворимой соли.

Следует подчеркнуть, что с ростом ионной силы при не высоких концентрациях электролита понижается, а растворимость увеличивается.