2. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы

Полярные молекулы воды обеспечивают диссоциацию на ионы не только растворенных веществ, но и собственных молекул за счет образования очень прочного гидрата иона водорода – иона гидроксония по реакции:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻.

Чаще ионизацию воды изображают упрощенно:

H₂O ↔ H⁺ + OH⁻.

Константа равновесия этого процесса, т.е. константа диссоциации воды:

a(H⁺) ⋅ a(OH⁻)

K _d = .

a(H₂O)

Ее величина определена по электропроводности чистой воды и при 22⁰С равна

1,8 ⋅10⁻¹⁶ . Так как степень диссоциации воды очень мала, то можно считать, что

1000 г / л

a(H₂O) = C(H₂O) = = 55,56 моль / л.

18 г /моль

Таким образом, из выражения K _d воды (приведенного выше) получим:

a(H⁺) ⋅ a(OH⁻) = 55,56 ⋅1,8 ⋅10⁻¹⁶ = 1,0 ⋅10⁻¹⁴ = К_в .

Здесь K_в – ионное произведение воды:

K_в = a(H⁺) ⋅ a(OH⁻). (8)

Перейдем к отрицательным десятичным логарифмам:

− lgK_в = (−lga(H⁺)) + (−lga(OH⁻)) = 14 .

Отрицательный логарифм активности ионов водорода называется водородным показателем и обозначается pH, а отрицательный логарифм концентрации ионов гидроксила – pOH, таким образом, получим:

pH + pOH = 14 . (9)

Равенства (8) и (9) остаются справедливыми и при растворении в воде электролитов (в частности, кислот или щелочей), поэтому для характеристики их растворов достаточно знать активность лишь одного из ионов: H ⁺ или OH , ⁻ а активность второго легко определяется из формулы (8).

Для чистой воды (и для нейтрального раствора): pH = pOH = 7 , для щелочной среды: pH > 7, а pOH < 7; для кислого раствора – наоборот. Например, рассчитаем pH и pOH 0,1М HCl:

pH = −lga(H+) ≈ −lgC(H+) = −lg10−1 = 1	(<7),
а pOH = 14 −1 = 13	(>7).

Величина pH является важной характеристикой водных растворов, т.к. изменяя ее, можно добиться растворения одних веществ или осаждения других (например, гидроксиды многих веществ осаждаются при достаточно высоких значениях pH и растворяются при достаточно низких).

Существуют различные методы определения значения рН раствора. Простейший из них – с помощью веществ, которые изменяют свою окраску в зависимости от pH раствора. Поэтому они называются кислотно-основными индикаторами.

Это, как правило, слабые органические кислоты (реже основания), молекулы которых обеспечивают одну окраску раствора, а ионы - другую. Например, в случае фенолфталеина НА (слабая кислота) окрашивание водного раствора (в малиновый цвет) обеспечивает лишь наличие анионов, причем в достаточной концентрации, а в нейтральной среде равновесие:

HA ↔ H⁺ + A⁻,

смещено влево, и потому раствор бесцветен. Добавление кислоты еще более усиливает это смещение. Напротив, при добавлении щелочи данное равновесие сдвигается вправо (за счет связывания H ⁺ в H₂O), и при достаточной концентрации гидроксильных ионов раствор принимает малиновую окраску.

Каждый индикатор имеет свой интервал pH, в котором происходит изменение его цвета (табл. 5). Это используют, в частности, при изготовлении универсальной индикаторной бумаги. Она пропитана различными индикаторами, имеющими область перехода окраски при разных значениях pH, подобранных таким образом, чтобы окраска бумаги заметно менялась при изменении pH на единицу в интервале 1÷12.

Таблица 5. Характеристики кислотно-основных индикаторов

Индикатор	Область pH изменения окраски	Изменение окраски
Тимоловый голубой	1,2-2,8 8,0-9,6	Красная ↔ желтая Желтая ↔ голубая
α-динитрофенол	2,8-4,5	Бесцветная ↔ желтая
Метилоранж	3,1-4,4	Красная ↔ желтая
Метилрот	4,2-6,3	Красная ↔ желтая
Лакмус	5,0-8,0	Красная ↔ синяя
n-нитрофенол	5,6-7,6	Бесцветная ↔ желтая
Феноловый красный	6,8-8,4	Желтая ↔ красная
Фенолфталеин	8,3-10,0	Бесцветная ↔ малиновая

Пользование индикаторной бумагой удобно при не очень точных измерениях.

Более точно значение pH растворов определяется с помощью специального прибора pH-метра.