Дисоціація води

Вода, як дуже слабкий електроліт, дисоціює на йони Н⁺ та ОН^– частково (з 550000000 молекул дисоціює тільки одна):

Н₂О Н⁺ + ОН^–

Константа дисоціації води за температури 22⁰С становить:

(9.7)

де [H⁺], [OH^–], [H₂O] - рівноважні концентрації відповідно йонів Н⁺, ОН^– та недисоційованих молекул води. Оскільки вода дисоціює на йони незначною мірою, то концентрацію недисоційованих молекул можна вважати такою, що дорівнює загальній молярній концентрації води (7.4):

[H₂O]=с(H₂O)= моль/л,

де кількість води об′ємом 1 л і масою 1000 г дорівнює (1.7):

n(H₂O)= .

Підставляючи концентрацію води у вираз константи дисоціації води (9.7), одержуємо:

[H⁺][OH^–] = 1,810^–16  55,56 = 10^–14 (9.8)

Добуток концентрацій йонів Н⁺ і ОН^– у воді називається йонним добутком води і позначається К_в. Йонний добуток води залежить від температури, але за сталої температури К_в, як і будь-яка константа рівноваги, не залежить від концентрації йонів Н⁺ та ОН^–. Це означає, що зі збільшенням концентрації одного з йонів відповідно зменшується концентрація іншого йону, а величина К_в залишається незмінною. Оскільки користуватись числами з від’ємними показниками степеня незручно, тому вираз (9.8) логарифмуємо:

lg[H⁺] + lg[OH^–] = –14

Змінюємо знаки на протилежні:

-lg[H⁺] -lg[OH^-] = 14 (9.9)

і вводимо поняття ”показник йонів гідрогену”, який позначається символом рН:

рН = – lg[H⁺] (9.10)

Отже, рН – це десятковий логарифм концентрації йонів гідрогену Н⁺, взятий з від’ємним знаком. Відповідно до рН існує поняття рОН:

рОН = – lg[OH^-] (9.11)

З виразів (9.9, 9.10, 9.11) випливає:

рН + рОН = 14 (9.12)

Виходячи з виразів (9.10) та (9.11), можна розрахувати концентрації йонів Н⁺ та ОН^–:

[H⁺] = 10^–pH , (9.13)

[OH^–] = 10^–pОH. (9.14)

В залежності від співвідношення концентрацій йонів Н⁺ і ОН^– та, користуючись виразами (9.8) та (9.12), розрізняють нейтральні, кислі та лужні розчини.

У нейтральному розчині:

[H⁺]=[OH^–] =10^-7 моль/л, а рН=рОН=7

У кислому розчині:

[H⁺]>[OH^–], тобто [H⁺]>10^-7 моль/л, а рН<7, відповідно рОН>7.

У лужному розчині:

[H⁺]<[OH^–], тобто [H⁺]<10^-7 моль/л, а рН>7, відповідно рОН<7.

Наочно залежність між значеннями рН і реакцією розчину можна виразити схемою:

Отже, чим менша величина рН, тим більшою є концентрація йонів Н⁺ у розчині і вища кислотність розчину. І, навпаки, чим більше значення рН, тим меншою є концентрація йонів Н⁺ у розчині, тобто вища лужність розчину.

Приклад 1. Розрахуйте концентрацію йонів Н⁺ та ОН^- у розчині, рН якого становить 3. Яку реакцію має розчин?

Розв'язання.

Розрахуємо значення рОН (9.12):

рОН=14–рН=14–3=11

Обчислимо концентрації йонів Н⁺ та ОН^– (9.13), (9.14):

[H⁺] = 10^–pH = 10^–3 моль/л,

[OH^–] = 10^–pОH = 10^–11 моль/л.

Розчин є кислим, тому що концентрація йонів Н⁺ у розчині більша за концентрацію йонів ОН^– ([H⁺]>[OH^–]), а рН<7.

Приклад 2. Розрахуйте рН та рОН розчину хлоридної кислоти з концентрацією HCl у розчині с(HCl)=0,1 моль/л.

Розв'язання.

Хлоридна кислота є сильним електролітом, тобто дисоціює на йони у розчині повністю ( = 1): HCl = Н⁺ + Cl^–.

Тому концентрація йонів Н⁺ дорівнює молярній концентрації HCl у розчині (9.1):

[H⁺] =  с(HCl) = 0,1 моль/л.

Розрахуємо значення рН та рОН розчину (9.10), (9.12):

рН = –lg[H⁺] = –lg0,1 = 1

рОН = 14 – рН = 14–1 = 13.

Приклад 3. Розрахуйте рН розчину слабкої одноосновної кислоти НА та її константу дисоціації, якщо концентрація кислоти с(НА)=0,01 моль/л, а ступінь її дисоціації =0,1% (0,001).

Розв'язання.

Слабкий електроліт дисоціює на йони частково, тобто процес дисоціації НА є оборотним:

НА Н⁺+А^-

Розрахуємо концентрацію продисоційованих молекул кислоти (9.1):

с _{продисоц. молекул} =  с(НА) = 0,0010,01 = 10^–5 моль/л

Концентрація йонів Н⁺ дорівнює концентрації продисоційованих молекул НА:

[H⁺] = 10^–5 моль/л

Обчислюємо рН розчину (9.10):

рН = –lg[H⁺] = –lg10^–5 = 5

Розрахуємо значення константи дисоціації кислоти (9.6):

К = ² с(НА) = (10^–3)²0,01 = 10^-8.

Приклад 4. Розрахуйте рН та рОН розчину об’ємом 0,25 л, в якому міститься натрій гідроксид масою 0,1 г.

Розв'язання.

Розрахуємо молярну концентрацію натрій гідроксиду у розчині (7.4):

Натрій гідроксид є сильним електролітом і дисоціює на йони у розчині повністю ( = 1):

NaOH = OH^– + Na⁺

Тому концентрація йонів OH^- дорівнює молярній концентрації натрій

гідроксиду (9.1):

[OH^–] =  c(NaOH) = 0,01 моль/л.

Визначаємо рОН розчину (9.11):

pOH = –lg[OH^–] = –lg10^–2 =2

Значення рН розчину та концентрація йонів Н⁺ дорівнюють (9.12), (9.13):

pН = 14 – pOH = 14 – 2 = 12;

[H⁺] = 10^–pH = 10^–12 моль/л.

Приклад 5. Розрахуйте константу та ступінь дисоціації слабкої основи ХОН з концентрацією основи у розчині с(ХОН)=0,5 моль/л. Значення рН розчину дорівнює 11.

Розв'язання.

Визначимо рОН розчину та концентрацію йонів ОН^– у розчині (9.12), (9.14):

рОН = 14 – рН = 14 – 11 = 3

[OH^–] = 10^–рОН = 10^–3 моль/л.

Слабка основа дисоціює на йони частково і концентрація йонів ОН^– дорівнює концентрації продисоційованих молекул ХОН:

ХОН ОН^– + Х⁺

с продисоц. молекул ХОН = [OH^–] = 10^–3 моль/л

Розрахуємо ступінь дисоціації основи (9.1):



Обчислимо константу дисоціації основи (9.6):

К = ² с(ХОН) = 0,002²0,5 = 210^–6.

Приклад 6. Обчисліть ступінь дисоціації амоній гідроксиду та рН двох розчинів з концентраціями NH₄OH: с₁(NH₄OH) = 0,5 моль/л та с₂(NH₄OH) = 0,05 моль/л. Костанта дисоціації амоній гідроксиду дорівнює К=1,8·10^–5. Як впливає концентрація електроліту у розчині на ступінь його дисоціації?

Розв'язання.

За виразом (9.6) розрахуємо ступінь дисоціації амоній гідроксиду у розчинах:

₁

₂

Отже, за зменшення концентрації NH₄OH у 10 разів, тобто за розбавляння розчину, ступінь його дисоціації збільшився приблизно у 3 рази.

Розрахуємо концентрацію йонів ОН^– (9.1):

[OH^–]₁=₁c₁(NH₄OH)=6·10^–3·0,5 моль/л=3·10^–3 моль/л,

[OH^–]₂=₂c₂(NH₄OH)=1,9·10^–2·0,05 моль/л=9,5·10^–4 моль/л,

Обчислимо значення рОН (9.11) та рН (9.10) розчинів:

pOH₁ = –lg[OH^–]₁ = –lg3·10^–3 =2,52,

pН₁=14 – pOH₁=14 – 2,52=11,48;

pOH₂ = –lg[OH^–]₂ = –lg9,5·10^–4=3,02,

pН₂=14 – pOH₂=14 – 3,02=10,98;