2. Електролітична дисоціація води. Гідрогенний показник (pH). Індикатори.

Навіть ретельно очищена від домішок вода зберігає незначну електропровідність. Це зумовлено дисоціацією води на йони:

Велике значення має утворення зв’язків між молекулами води та йонами розчиненої речовини. Особливо міцно взаємодіють молекули води з йонами Гідрогену:

Потім йон гідроксонію гідратується трьома молекулами води.

Рівновага дисоціації води встановлюється практично миттєво. При 22° С у дистильованій води рівноважні концентрації такі:

Це означає, що вода дуже слабкий електроліт – лише одна з 10 мільйонів молекул води дисоційована.

При розчиненні у воді речовин, що утворюють йони Гідрогену, або гідроксид-йони, концентрація молекул води має зменшуватися, але вона лишається майже сталою, бо ступінь дисоціації води дуже малий.

Тому спрощено константа дисоціації води (йоний добуток) має вигляд:

Коли ми підставимо подані вище концентрації йонів Н⁺ та ОН^- знаходимо:

Саме йони утворені при дисоціації молекул води визначають характер середовища: кисле, лужне, нейтральне.

Реакція середовища у водних розчинах визначається такими даними:

С(Н⁺) >·С(ОН^-) – кисле середовище;

С(Н⁺)·= С(ОН^-) – нейтральне середовище;

С(Н⁺)·< С(ОН^-) – лужне середовище.

Розчинення у воді кислот збільшує концентрацію йонів Н⁺ і зменшує концентрацію йонів ОН^- тому, що . При розчиненні основ навпаки збільшується концентрація йонів ОН^- і зменшує концентрацію йонів Н⁺. В усіх розчинах добуток С(Н⁺)·С(ОН^-) залишається сталим. Наприклад, у розчині хлоридної кислоти з концентрацією 0,1 моль/дм³ С(Н⁺) = 1 10^-1 моль/дм³, а С(ОН^-) = 1·10^-13 моль/дм³, в розчині натрій гідроксиду з концентрацією 0,1 моль/дм³ С(Н⁺) = 1·10^-13 моль/дм³, а С(ОН^-) = 1 10^-1 моль/дм³.

Так як концентрації йонів це дуже малі цифри, то для зручності, для характеристики середовища розчинів замість справжньої концентрації йонів Гідрогену користуються її від’ємним десятичним логарифмом – водневим показником – рН:

.

У нейтральних розчинах рН = 7, у кислих розчинах рН < 7, а в лужних рН > 7.

Аналогічно розраховують рОН, величину, яка протилежна рН і залежить від концентрації гідроксид-іонів.

рН використовують не тільки для хімічних розрахунків, тому що це дуже важлива характеристика розчину. Так, в залежності від значення рН змінюється напрямок хімічних реакцій. Наприклад, при реакції калій перманганату з натрій сульфатом (IV), в залежності від рН середовища можуть утворюватись такі продукти:

У аналітичній хімії застосовують визначення рН у кількісному аналізі, цей метод так і називається рН-метрія. У медицині за допомогою визначення рН крові, шлункового соку, сечі діагностують багато захворювань. У сільському господарстві вимірюють рН середовища, для того щоб вносити ті чи інші добрива: у лужні ґрунти вносять подвійний суперфосфат, у кислі – кісткову муку. рН дуже важливий показник для косметології, одна з важливих характеристик кремів та шампунів – це рН.

Таким чином можна сказати, що хоча дисоціація води дуже слабка, вона має велике значення у природі та у діяльності людини.

рН середовища точно вимірюють за допомогою рН-метрів, а швидко та лише характер – за допомогою індикаторів.

Індикатори – це слабкі електроліти органічного походження, у яких йони та молекули мають різне забарвлення.

Наприклад, фенолфталеїн у лужному середовищі має червоно-малиновий колір, а у нейтральному та кислому – безбарвний.

Це слабка кислота. Позначимо органічну частину молекули Ind, тоді механізм його дії:

У кислому середовищі (при надлишку Н⁺) рівновага зміщується вліво – розчин безбарвний. У лужному середовищі (надлишоу ОН^-) йони Н⁺ зв’язуються з йонами ОН^-:

Цей процес зміщує рівновагу вправо – розчин червоний.

Індикаторів багато у природі. Наприклад, сік вишні, шовковиці темно червоний у нейтральному середовищі та синій у присутності мила (лужне середовище); від характеру середовища ґрунтів залежить колір деяких квітів.