Ионное произведение воды. Водородный показатель (рн)

КЛАССИФИКАЦИЯ РЕАКЦИЙ

Кислотно-основные реакции в водных растворах

Кислотно-основные реакции. Протонная теория кислот и оснований

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции нейтрализации. Гидролиз. Реакции осаждения

Ионные реакции

Основания, кислоты и соли в теории электролитической диссоциации

Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН)

Классификация реакций

РЕАКЦИИ и равновесия В НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

(самостоятельно)

а) Степени окисления. Окислители и восстановители

б) Составление ОВР. Виды ОВР

В неорганической химии известно огромное число химических реакций, каж­дая из которых индивидуальна, поскольку в ней участвуют конкретные веще­ства с присущими им химиче­скими свойствами. Вместе с тем химические реак­ции имеют много общих признаков, что позволяет их объединить в несколько типов. Важнейшими критериями, по которым проводят классификацию хими­ческих реакций являются:

v агрегатное состояние реагентов (реакции газовые, в растворе, твердо-фазные, между веществами в различных агрегатных состояниях);

v вид реагирующих частиц (реакции молекулярные, ионные, радикаль­ные);

v вид переносимых частиц (реакции окислительно-восстановительные с пе­реносом электронов, кислотно-основные с переносом протонов, образования и разрушения комплексов с переносом ионов и молекул, образования и раз­рушения ионных кристаллов);

v вид источника энергии (реакции термохимические, фотохимические и элек­трохимические).

Возможны и другие способы классификации реакций. К основным типам химических реакций в неорганической химии относятся реакции ионные, окис­лительно-восстановительные, кислотно-основные и электрохимические.

Характерные основные признаки типов химических реакций заключаются в следующем.

Газовые реакции протекают между газообразными веществами, состоя­щими из молекул. Такие реакции характерны как для неорганической, так и для органической химии.

Реакции в растворе — наиболее распространенные химические процессы, причем реакции в водном растворе преобладают над реакциями в неводных растворах. Такие реакции протекают с участием ионов, в том числе и комп­лексных.

Твердофазные реакции в последнее время усиленно изучаются. Такие реакции лежат, например, в основе процесса отжига доменного чугуна.

Ионные реакции наиболее типичны для неорганической химии.

Молекулярные реакции имеют большее значение в органической химии; они встречаются и в неорганической химии, например, синтез аммиака.

Радикальные реакции, наряду с молекулярными, более присущи органической химии.

Окислительно-восстановительные и кислотно-основные реак­ции. Сопровождаются переносом элементарных химических частиц — электрона и протона соответственно.

Реакции образования и разрушения комплексов и ионных кристаллов сопровождаются переносом химических частиц (ионов, молекул). Такие реакции характерны для неорганической химии. Образование комплексов происходит обычно в водном растворе путем координации лигандов (ионов, молекул) вокруг центрального атома.

Разрушение кристаллической решетки может достигаться при плавлении вещества или растворении его в подходящем растворителе, чаще всего, в воде. Образование кристаллической решетки происходит в результате кри­сталлизации из расплава или раствора.

реакция, протекающая в растворе носит название реакции осаждения.

Термохимические реакции протекают при подводе энергии в форме теп­лоты, т. е. при нагревании; в широком смысле, это все те реакции, которые сопровождаются заметным экзотермическим или эндотермическим эффектом.

Фотохимические реакции происходят под воздействием световой энергии (или сопровождаются выделением световой энергии). Примерами фотохимиче­ских реакций, проходящих с поглощением световой энергии, являются фото­синтез в зеленых растениях. Многие процессы горения протекают с выделением световой энергии.

Электрохимические реакции осуществляются под воздействием электри­ческой энергии либо сами служат ее источником. Наряду с термохимическими реакциями они имеют большое промышленное значение и являются предметом особого раздела химии — электрохимии.

В чистой воде в незначительной степени протекает электролитическая диссо­циация (автодиссоциация воды): Н₂О «Н⁺ + ОН^-;

По Бренстеду такая реакция называется автопротолизом воды: Н₂О + Н₂О «Н₃О⁺ + ОН^-.

Свободные ионы водорода Н⁺ не способны к существованию в водном растворе, они мгновенно гидратируются водой до катионов оксония Н₃О⁺.Однако для простоты записи часто используется обозначение Н⁺.

В 1 л чистой воды при 25°С содержится 1•10^-7 моль катионов Н⁺(Н₃О⁺) и 1•10^-7 моль анионов ОН^-.

Между концентрациями ионов Н⁺ и ОН^- как в чистой воде, так и в разбавленных водных растворах имеется следующая взаимосвязь: С(Н⁺) + С(ОН^-) = const. т. е. при постоянной температуре произведение молярных концентраций ионов Н⁺ и ОН^- в воде и разбавленных водных растворах постоянно.

В приведенном выражении с учетом равновесного характера автодис­социации (автопротолиза) воды обычно записывают равновесные молярные концентрации, обозначаемые формулой иона, заключенной в квадратные скобки: [Н⁺] [ОН^-] = const.

Это произведение молярных концентраций ионов Н⁺ и ОН^-, постоянное при заданной температуре, называется ионным произведением воды и обо­значается Кв.

При 25 °С Кв.= 1•10^-7(моль/л) * 1•10^-7(моль/л) = 1•10^-14моль²/л². Точные значения ионного произведения воды при различных температурах со­ставляют:

При 0°С – 0,1139•10^-14; 18°С – 0,5702•10^-14; 25°С – 1,008•10^-14; 30°С – 1,469•10^-14; 50°С – 5,474•10^-14; 60°С – 9,614•10^-14.

В водных растворах электролитов молярные концентрации ионов Н⁺ и ОН^- не обязательно равны 1•10^-7моль/л (как в чистой воде), однако их произведение при 25°С всегда равно 1•10^-14. Следовательно, если задано значение [Н⁺], то легко определить и [ОН^-].

В кислых растворах преобладают ионы Н⁺:

[Н⁺] > 1•10^-7моль/л и [ОН^-] < 1•10^-7моль/л.

В щелочных растворах преобладают ионы ОН^-: [Н⁺] < 1•10^-7моль/л и [ОН^-] > 1•10^-7моль/л.

По предложению датского физико-химика Серенсена вместо значений [Н⁺] используют значения водородного показателя – рН.

Водородный показатель есть отрицательный десятичный логарифм чис­лового значения молярной концентрации катионов водорода, выраженной в моль/л:

рН = -lg[H⁺]

Величина рН используется как мера кислотности, нейтральности или основности водных растворов:

кислотная среда отвечает рН < 7,

нейтральная среда отвечает рН = 7,

щелочная среда отвечает рН > 7.

На практике для оценки рН разбавленных водных растворов, в которых [Н₃О⁺] £ 0,1 моль/л или [ОН^-] £ 0,1 моль/л, используется шкала рН от 1 до 13.

Значения рН растворов могут быть точно определены только электро­химическим путем. Для менее точной оценки рН используют кислотно-основ­ные индикаторы — вещества, которые резко изменяют свою окраску в опре­деленной области рН.

Наряду с значением рН используют гидроксильный показатель – рОН, значение которого определяется по формуле: рОН = -lg[OH].

Между водородным и гидроксильным показателями существует следующее соотношение:

рН+рОН=14.

Дата добавления: 2014-01-07