7.5. Ионное произведение воды

Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по схеме:

Н₂О Н⁺ + ОН^–;

Для данного обратимого процесса можно написать выражение константы диссоциации:

К = ([Н⁺][ОН^–]) / [Н₂О]¹ = 1,8∙10^–16 (при 22 °С).

Поскольку концентрацию воды можно считать постоянной, то перенесём эту постянную величину в левую часть равенства, и получим очень важное соотношение: [Н₂О]К = [Н⁺] [ОН^–]. Оказывается, равновесные концентрации катионов водорода и гидроксид – анионов в водном растворе взаимосвязаны.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид - ионов называется ионным произведением воды и обозначается К_w = [Н⁺] [ОН^–].

Рассчитаем значение ионного произведения воды при 22 ⁰С. Определим концентрацию чистой воды, если К_w = [Н⁺] [ОН^–].

Масса 1 л воды равна 1 кг, или 1000г, молярная масса М равна 18 г/моль. Отсюда

[Н₂О] = = 55,56 моль.

Тогда К = ([Н₂О]) = 1,8∙10^{–16 .} 55,56 = 1 ^. 10^-14

Следовательно, при 22 ⁰С К_w = [Н⁺][ОН^–] = 1 ^. 10^-14, и в чистой воде

[Н⁺] = [ОН^–] = = 1,0 ^. 10^–7 моль/л.

Таким образом, ионное произведение воды позволяет для любого водного раствора найти концентрацию ионов ОН^– по известной концентрации ионов Н⁺ и наоборот.

При добавлении хлороводородной (соляной) кислоты, диссоциирующей в воде на ионы Н⁺ и Сl^–, концентрация ионов [Н⁺] в растворе станет увеличиваться, а ионов [ОН^–] – уменьшаться. Если к воде добавить щёлочь, то концентрация [ОН^–] увеличится, а [Н⁺] уменьшится. Концентрации ионов [Н⁺] и [ОН^–] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот.

Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н⁺. В кислотных растворах [Н⁺] > 10^–7 моль/л, в нейтральных [Н⁺] = 10^–7 моль/л, в щелочных [Н⁺] < 10^–7 моль/л.

Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным показателем и обозначая её рН:

рН = –lg[Н⁺].

То есть рН – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

Величина рН впервые была введена Сёренсеном¹. Буква «р» – начальная от датского слова «potenz» (степень), «Н» – символ водорода, означающий кислотность раствора.

В кислотных растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, щелочных рН > 7.

Определение рН. Практически реакцию раствора удобно определять при помощи индикаторов – веществ, меняющих свой цвет в зависимости от относительной концентрации ионов Н⁺ и ОН^–.

Таблица 1

Изменение цвета индикатора при действии кислот и щелочей

Индикатор	Цвет индикатора в среде
	кислотной: [Н+] > [ОН–], рН < 7	нейтральной: [Н+] = [ОН–], рН = 7	щелочной: [Н+] < [ОН–], рН > 7
Лакмус	красный	фиолетовый	синий
Фенолфталеин	бесцветный		малиновый
Метилоранж	розовый	оранжевый	жёлтый

Применяется также универсальная индикаторная бумага с прилагаемой шкалой изменения цвета в зависимости от величины рН в диапазоне 1–12.

Изменение электролитической диссоциации. Степень диссоциации в общем случае зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора.

Вследствие образования малодиссоциирующего вещества или вследствие ухода того или иного вещества «из сферы реакции» может произойти уменьшение концентрации тех или иных ионов в растворе и обусловленное этим смещение равновесия. Если, например, такое вещество при условиях опыта летуче (что часто обозначают стрелкой, направленной вверх), то оно будет улетучиваться из системы, уменьшая тем самым возможность протекания обратной реакции. Многие малорастворимые вещества удаляются из сферы реакции в виде осадка (что часто обозначают стрелкой, направленной вниз). Очевидно, что концентрация соответствующих ионов при этом тоже снижается и возможность протекания обратной реакции уменьшается. Например, в системе

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃

равновесие практически полностью смещено вправо вследствие малой растворимости АgСl.

Эта реакция в ионном виде запишется следующим образом:

Аg⁺ + NО₃^– + Н⁺ + Сl^– = Н⁺ + NО₃^– + AgCl.

Так как ионы Н⁺ и NО₃^– остаются неизмененными, их можно исключить из уравнения, которое принимает вид

Аg⁺ + Сl^– = AgCl.

Такое схематическое уравнение показывает, что образование белого осадка АgСl происходит во всех случаях, когда ион Аg⁺ встречается с ионом Сl^–, независимо от природы других ионов. Поэтому AgNO₃ может служить веществом, при помощи которого обнаруживают присутствие или отсутствие в растворе иона Cl^–, т. е. реактивом на ион Cl^–. Верно и обратное утверждение: НCl может служить реактивом на ион Аg⁺.

Теоретически реакции ионного обмена всегда обратимы и каждой системе при данных условиях отвечает определённое состояние равновесия. Равновесие это смещено (часто практически полностью) в сторону образования веществ: малодиссоциируемых, малорастворимых, легколетучих. Если малорастворимые соединения имеются и в числе исходных веществ, и в числе конечных веществ, то равновесие смещается в сторону образования того из веществ, которое менее растворимо.

Одним из наименее диссоциированных веществ, которые могут образоваться при ионных реакциях, является вода. Кроме взаимодействия оснований с кислотами (реакция нейтрализации), сюда могут быть отнесены реакции оснований с кислотными оксидами (ангидридами) и оксидов металлов с кислотами:

НC1 + NаОН = Н₂О + NаС1 – реакция нейтрализации;

SО₃ + 2NаОН = Na₂SО₄ + Н₂О – реакция растворимого основания

(щёлочи) с ангидридом кислоты;

2НСl + Nа₂О = 2NaСl + Н₂О – реакция оксида металла

с кислотой.

Растворимость малорастворимых солей удобно выражается при помощи произведения растворимости (ПР), представляющего собой произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе. Например, в насыщенном растворе АgСl при обычных условиях [Аg⁺] = [Сl^–] = 1∙10^–5 моль/л. Отсюда [Аg⁺][Сl^–] = 1∙10^–10. В общем случае для малорастворимого сильного электролита типа А_хВ_у выражение произведения растворимости имеет вид

Пользуясь понятием произведения растворимости, можно предсказать поведение труднорастворимых электролитов при тех или иных условиях. Если, например, к насыщенному раствору труднорастворимого СН₃СООАg (ПР = 4·10^–3) добавить немного насыщенного раствора легкорастворимой соли с общим ионом (АgNО₃ или СН₃СООNа), то его концентрация резко повысится. В силу постоянства значения ПР это вызовет образование осадка СН₃СООАg. Иначе говоря, добавление небольшого количества соли с общим ионом будет существенно понижать растворимость труднорастворимого электролита. Добавка солей, не содержащих ионов, общих с труднорастворимым электролитом, несколько повышает его растворимость.