Ионное произведение. Водородный показатель

Электропроводность воды объясняется тем, что вода в очень малой степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы:

Этот процесс равновесен и, как любой равновесный процесс, его можно охарактеризовать константой равновесия, которая является константой диссоциации:

... (49)

 

При комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из 108 молекул воды.

Концентрацию молекул воды можно рассчитать, разделив массу 1л воды на массу 1 моля:

.

 

В разбавленных растворах концентрация воды изменяется очень мало и её можно считать постоянной, тогда

.

Так как С_Н2О - константа, то её вносят в К_Д и обозначают K_W

 

. (50)

Эта величина называется ионным произведением воды и представляет собой постоянную величину при данной температуре.

В чистой воде при комнатной температуре концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны между собой и равны 10^-7.мoль/л.Следовательно,

. (51)

 

Константа равновесия Kw зависит от температуры и не зависит от концентраций катионов H⁺ и анионов ОН^–.

Если в воду добавить кислоту, то концентрация катионов водорода увеличится, равновесие сместится влево, а концентрация гидроксид-ионов уменьшится так, что ионное произведение воды останется неизменным.

Таким образом, в водных растворах при постоянной температуре концентрации катионов водорода и гидроксид-анионов связаны между собой. При расчетах для водных растворов электролитов используют не концентрации, а активности:

Водородный показатель

 

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр - водородный показатель или рН. Водородным показателем или рН называют взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности водородных ионов в растворе:

рН =lg[.Н⁺ ]. (52)

Водородный показатель определяет характер реакции раствора. Например, при 295К она нейтральна и рН=7 (Н⁺ = 10^–7 моль/л). При рН< 7 (Н⁺> 10^–7 моль/л) реакция раствора кислая, при рН> 7(Н < 10^–7 моль/л) - щелочная. С изменением температуры меняется К_W.

Величина рН может служить критерием силы кислоты или основания. В ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации активность ионов Н⁺ выше (рН ниже). Для оснований подобная зависимость носит обратный характер.

 

Произведение растворимости

Большинство веществ малорастворимо в воде, поэтому очень часто имеют дело с системами, в которых в состоянии равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Это равновесие носит динамический характер, вследствие чего скорость процесса растворения должна совпадать со скоростью его кристаллизации.

Равновесие в насыщенном растворе электролита A_mВ_n можно представить так:

 

А_mB_n↔ mAⁿ⁺ + nB^m–. (53)

 

Прямой процесс - это растворение осадка, а обратный процесс - это кристаллизация осадка из насыщенного раствора.

Процессы растворения и кристаллизации, которые происходят в этой системе, происходят на поверхности осадка, т. е. система гетерогенна.

Данный гетерогенный процесс можно охарактеризовать следующей константой равновесия:

 

. (54)

Константа равновесия данного процесса представляет собой произведение активностей катионов водорода и гидроксид-анионов.

Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащегося в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная, и называется произведением растворимости.

Произведение растворимости зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активности ионов малорастворимого электролита в растворе.

Произведение растворимости для наиболее важных электролитов рассчитано и содержится в таблицах. Зная произведение растворимости, можно вычислить, выпадает ли в данных условиях вещество в осадок. Условием образования осадка малорастворимого электролита является превышение произведения активностей ионов этого электролита в растворе над табличной величиной произведения растворимости.

Если активность или концентрация одного из ионов малорастворимого электролита увеличится, то равновесие сместится, и, соответственно, активность или концентрация другого иона уменьшится.

 

ЭЛЕКТРОХИМИЯ

 

ЛЕКЦИЯ 14

Электрохимические процессы

 

Электродный потенциал

 

Электрохимические процессы - это процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии.

Их можно разделить на две группы:

1. Процессы превращения химической энергии в электрическую

(гальванический элемент).

2. Процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними.

Электродами называются проводники, имеющие электронную проводимость; это так называемые проводники первого рода.

Ионным проводником, т. е. проводником второго рода, служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые растворы.

Для обеспечения работы системы электроды соединяют друг с другом металлическим проводником, который называют внешней цепью электрохимической системы.

Рассмотрим процессы, протекающие при погружении металлов в раствор собственных ионов.

В узлах кристаллической решетки металла расположены катионы, находящиеся в равновесии со свободными электронами.

 

Ме⁺ · ē Ме⁺ + ē.

 

При погружении металла в водный раствор начинается взаимодействие поверхностных катионов с полярными молекулами воды, ориентированными у поверхности электрода. В результате этого взаимодействия происходит окисление металла, его ионы переходят в раствор, гидратируются, а в металле остаются электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами:

Ме + mH₂О → Me + nē.

 

Поверхность металла становится заряженной отрицательно, а раствор - положительно. Положительные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. В результате на границе раздела металл -раствор возникает двойной электрический слой. Между металлом и раствором возникает разность (скачок) потенциалов, которая называется электродным потенциалом.

По мере перехода ионов в раствор растет отрицательный заряд поверхности металла и соответственно положительный заряд раствора, что препятствует дальнейшему окислению металла.

Наряду с этой реакцией происходит и обратная реакция, т. е. восстановление ионов металла до атомов

.

С увеличением скачка потенциала между электродом и раствором скорость прямой реакции падает, а обратной реакции растет. При некотором значении электродного потенциала скорость прямой реакции станет равной скорости обратной реакции, т. е. установится равновесие.

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Абсолютное значение равновесного электродного потенциала экспериментально определить невозможно, можно определить только разность электродных потенциалов. Поэтому находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода, потенциал которого условно принимается равным нулю.

 

⇐ Предыдущая123456789Следующая ⇒

Поделиться: