Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода относится к очень слабым амфотерным электролитам. Чистая вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:

H₂O ⇄ Н⁺ + ОН^-.

В водном растворе ионы водорода не существуют в свободном состоянии, а образуют ионы гидроксония Н₃О⁺. Поэтому более строгой является следующая запись процесса диссоциации воды:

2H₂O ⇄ Н₃O⁺ + ОН^-.

Однако для простоты пишут Н⁺.

Применяя закон действующих масс, можно написать:

.

(1)

В чистой воде, и в разбавленных водных растворах кислот, гидроксидов и солей активность ионов (а) практически не отличается от концентрации, поэтому:

.

(1¢)

Так как степень диссоциации воды незначительная, то равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды [Н₂О] можно считать постоянной и объединить ее с (H₂O) в одну величину :

(2)

Константу K_W, равную произведению концентраций ионов Н⁺ и ОН^-, называют ионным произведением воды.

Строго говоря, постоянной величиной является произведение не концентраций, а активностей ионов Н⁺ и ОН^-:

(3)

Однако в разбавленных растворах, в которых коэффициенты активности близки к единице, этим различием при не очень точных расчетах можно пренебречь.

Величина  постоянна только при данной температуре. При увеличении температуры степень диссоциации воды возрастает (диссоциация воды ‑ процесс эндотермический), что приводит к повышению концентраций ионов Н⁺ и ОН^-. Следовательно, повышение температуры увеличивает значение : при изменении температуры от 0 до 100⁰С оно возрастает приблизительно в 300 раз.

(H₂O) была определена методом электропроводности и при 22⁰С ее величина составила 1,8×10^-16. Этим же методом было установлено, что в одном литре воды (1000 г) на ионы диссоциирует 10^-7 моль воды. Таким образом, из 55,6 моль , содержащихся в 1 л воды, только 10^-7 моль находятся в диссоциированном состоянии. Следовательно:

(4)

Таким образом, при температуре 20-25⁰С ионное произведение воды = 10^-14, а показатель ионного произведения воды pK_W = 14 (pK_W = -lgK_W = -lg10^-14 = 14).

Так как в чистой воде и в разбавленных водных растворах кислот, оснований и солей величина K_W постоянная, то концентрации ионов Н⁺ и ОН^- являются величинами сопряженными, т. е. зависящими друг от друга.

Например, если в растворе при 20-25⁰С [Н⁺] = 10^-3 моль/л, то в этом же растворе:

В чистой воде при диссоциации ее молекул образуется одинаковое количество ионов Н⁺ и ОН^-, следовательно, при 20-25⁰С:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л.

В водных растворах различных соединений в зависимости от соотношения концентраций ионов Н⁺ и ОН^– реакция среды может быть:

нейтральная:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л;

кислая:

[H⁺] > [OH^-],

[H⁺] > 10^-7 моль/л; [OH^-] < 10^-7 моль/л;

щелочная:

[H⁺] < [OH^-],

[H⁺] < 10^-7 моль/л; [OH^-] > 10^-7 моль/л.

На практике наиболее важное значение имеет активная реакция среды, определяемая активностью (концентрацией) ионов Н⁺ или ионов ОН^-, содержащихся в данной среде (активная кислотность, активная щелочность).

Активную кислотность принято характеризовать отрицательным десятичным логарифмом активности (концентрации) ионов водо-рода - водородным показателем (рН):

,

(5)

а для разбавленных растворов:

.

(6)

Водородный показатель (рН) - количественная характеристика активной кислотности.

Для количественной характеристики активной щелочности применяют гидроксидный показатель (рОН):

,

(7)

а для разбавленных растворов:

.

(8)

Если выражение K_W = [Н⁺]×[ОН^-] прологарифмировать (записать отрицательный десятичный логарифм левой и правой части), то получим:

,

иначе говоря:

(9)

Так как при t⁰ = 20-25⁰С pK_W = 14 (K_W = 10^-14), то при этой температуре:

При помощи водородного показателя удобно выражать характер среды:

нейтральная среда: рН = 7 (рН = рОН),

кислая среда:           рН < 7 (рН < рОН),

щелочная среда       рН > 7 (рН > рОН).

Таким образом, увеличение концентрации ионов Н⁺ уменьшает рН (величина рОН при этом возрастает), а уменьшение концентрации ионов Н⁺ увеличивает рН (величина рОН при этом уменьшается). При сопоставлении значений pН разных растворов следует относить эти значения к одной и той же температуре.

В растворах кислот различают: активную кислотность, потенци-альную кислотность и общую кислотность.

Активная кислотностьобусловлена наличием свободных ионов Н⁺ в растворе. Эта кислотность характеризуется определенным значением рН.

Потенциальная кислотностьобусловлена наличием ионов Н⁺, связанных в молекулах кислот.

Общая кислотность- сумма активной ипотенциальной кислотностей.

В разбавленных растворах кислот, полностью диссоциированных на ионы, общая кислотность практически равна активной кислотности.

В растворах слабых кислот активная кислотность всегда меньше общей кислотности:

CH₃COOH ⇄ Н⁺ + CН₃COO^-.

                   Шкала значений pH

Таблица 3. Взаимосвязь концентраций ионов H⁺ и OH^-.

рН	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14
[H ], моль/л	100	10−1	10−2	10−3	10−4	10−5	10−6	10−7	10−8	10−9	10−10	10−11	10−12	10−13	10−14
[OH ], моль/л	10−14	10−13	10−12	10−11	10−10	10−9	10−8	10−7	10−6	10−5	10−4	10−3	10−2	10−1	100
рОН	14	13	12	11	10	9	8	7	6	5	4	3	2	1	0