Дисоціація води

Як уже було показано, вода поводе себе як амфоліт. Процес дисоціації води відповідно до теорії Бренстеда протікає за рівнянням

H₂О + H₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

Відбувається автоіонізація води.

Константа дисоціації води при 25 ⁰С дорівнює:

К_д(Н₂О) = а(Н⁺)∙ а(ОН^-)/ а(Н₂О) = 1,8∙10^-16 моль/л,

де а(Н⁺), а(ОН^-), а(Н₂О) – активності іонів Н⁺, ОН^- та води Н₂О.

Ступінь дисоціації води дуже малий, тому активності гідроген- та гідроксид-іонів в чистій воді практично дорівнюють їх концентраціям. Оскільки вода присутня у великому надлишку, її концентрація може вважатися сталою й складає 55,6 моль/л (1000 : 18 г/моль = 55,6 моль/л). Підставивши це значення до виразу для константи дисоціації, а замість активностей гідроген- та гідроксид-іонів їх концентрації, одержують новий вираз:

К(Н₂О) = [Н⁺][ОН^-] = 1∙10^-14 моль²/л², або точніше

К(Н₂О) =а(Н⁺) ∙ а(ОН^-) = 1∙10^-14 моль²/л².

Константа К(Н₂О) називається іонним добутком або константою автоіонізації (автопротолізу) води. Тобто в чистій воді або любому водному розчині при сталій температурі добуток концентрацій (активностей) гідроген- та гідроксид-іонів є величина стала, яка називається іонним добутком води.

Константа К(Н₂О) залежить від температури: при підвищенні температури К(Н₂О) зростає.

В чистій воді активності а(Н⁺) = а(ОН^-) = 1∙10^-7 моль/л:

а(Н⁺) = а(ОН^-) = = √10^-14 = 1∙10^-7

Якщо до чистої води додати стільки лугу, щоб концентрація гідроксид-іонів підвищилася, наприклад. до 10^-4 моль/л, то концентрація [Н⁺] знизиться до 10^-10 моль/л. Так що за законом діючих мас іонний добуток води залишиться рівним 1∙10^-14 моль²/л².

Навпаки, якщо до чистої води додати стільки кислоти. Щоб концентрація іонів гідрогену підвищилася, наприклад, до 10^-3 моль/л, то концентрація гідроксид-іонів знизиться до 10^-11 моль/л, а іонний добуток води знову 1∙10^-14 моль²/л².

Отже, знаючи концентрацію одного з цих іонів, завжди можна розрахувати концентрацію іншого іона. Як правило, для характеристики кислотності середовища використовують від’ємний десятковий логарифм активності (концентрації) гідроген-іонів, який називається водневим покажчиком рН середовища:

рН = -lg а(Н⁺) або наближено

рН = -lg а[Н⁺]

Нейтральне середовище рН = 7,

кисле - рН < 7,

лужне – рН >7.

Реакцію середовища можна характеризувати й гідроксид ним покажчиком :

рОН = -lg а(ОН^-)або наближено рОН = -lg а[ОН^-]

Тоді логарифмування виразу іонного добутку води дасть

рН + рОН = 14.

На практиці було встановлено, що при розчиненні різних солей у воді їх розчини по-різному змінюють забарвлення індикаторів, тобто мають лужне, кисле або нейтральне середовище. Це явище називається гідролізом солей у воді.

Гідроліз - процес взаємодії іонів солі з водою, що приводить до утворення слабкого електроліту.     Солі як похідні електролітів різної сили - кислот і основ, - можна поділити на 4 типи:

        а) солі, утворені сильною кислотою та сильною основою, наприклад: NaCl, KNO₃, Na₂SO₄ та ін.; приклади сильних електролітів наведені вище;         б) солі, утворені слабкою кислотою та сильною основою, наприклад: Na₂CO₃,  K₂S,   K₂SO₃,   CH₃COONa,   Na₃PO₄   та ін.;         в) солі, утворені сильною кислотою та слабкою основою, наприклад: ZnCl₂,   NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃ та ін.;         г) солі, утворені слабкою кислотою та слабкою основою, наприклад: (NH₄)₂S,   Al₂S₃,   Zn(CH₃COO)₂ та ін.

    Залежно від того, який електроліт: кислота чи основа, - в солі є сильним, таким буде і реакція середовища в розчині цієї солі.     Для солей типу (а) реакція середовища буде нейтральною, такі солі

не гідролізуються. Тому водний розчин NaCl використовується як фізіологічний розчин при втратах крові, він не шкідливий для організму.     Для солей типу (б) реакцію середовища визначає сильна основа, тобто вона буде лужною, фенолфталеїн малиновим, лакмус синім.

Наприклад:      Na₂CO₃ + H₂O NaOH + NaHCO₃ В іонному вигляді:      2 Na⁺ + CO₃^2- + H₂O Na⁺ + OH^- + Na⁺ + HCO₃^- Після скорочення однотипних іонів:      CO₃^2- + H₂O - HCO₃^- + OH^- у розчині залишається надлишок іонів ОН^-,

які і надають середовищу лужної реакції. Такі солі використовуються при виготовленні миючих засобів, питної соди.

Для солей типу (в) реакцію середовища визначає сильна кислота, тому вона буде кислою, лакмус червоним, фенолфталеїн безбарвним.

Наприклад:      ZnCl₂ + H₂O ZnOHCl + HCl В іонному вигляді:      Zn²⁺ + 2Cl^- + H₂O ZnOH⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl Після скорочення:      Zn²⁺ + H₂O ZnOH⁺ + H⁺ надлишок іонів Н⁺ надає середовищу кислої реакції. Такі солі використовуються в процесах очищення, паяння металів як слабкі кислотоподібні засоби.     

Для солей типу (г) важко (або неможливо) приготувати водні розчини, тому що при розчиненні вони повністю гідролізуються і розкладаються до слабкої кислоти і основи, що їх утворили. Реакція середовища буде нейтральною.

Наприклад:      (NH₄₎₂S + H₂O = 2NH₄OH + H₂S .      У розчині такої солі лакмус буде фіолетовим. Такі солі використовуються в деяких випадках при очищенні стічних вод.