4.2.6. Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник

Чиста вода є слабким електролітом, який незначною мірою проводить електричний струм. При 22С її ступінь електричної дисоціації дорівнює , тобто дисоціює тільки одна з 555∙10⁶ молекул води. Однією із причин цього є те, що дисоціація пригнічується дією водневих зв’язків, типових для води. Дисоціацію води можна записати так:

.

Для спрощення і зручності рівняння записують в такому вигляді:

.

Застосувавши до цієї рівноваги закон діючих мас, маємо:

, або ,

де К – константа електричної дисоціації води, вона дорівнює 1,8∙10^-16.

Оскільки ступінь дисоціації води дуже маленька величина, то практично [H₂O]=const (кількість дисоційованих молекул не враховується) і тоді

.

Константа називаєтьсяіонним добутком води.

Оскільки , то при 22⁰С .

Таким чином, .

Значення є постійною величиною за даної температури.

В умовах кімнатної температури нейтральні розчини мають однакову концентрацію: та. Таке саме значення мають при тій же самій температурі й розведені водні розчини кислот і основ. Тому, якою б не була концентрація іонів Гідрогену, концентрація гідроксид-іонів не буде мати нульового значення або навпаки. Це дає можливість розраховувати концентрацію[H⁺] або[OH⁻], якщо одна з цих величин відома:

та .

Наприклад, концентрація іонів Гідрогену в 510^3 М розчину натрій гідроксиду дорівнює

.

Однак записувати концентрацію іонів [H⁺] та [OH⁻], застосовуючи від’ємний степінь не зовсім зручно. Тому кислотні властивості розчинів датський біохімік Серенса запропонував характеризувати величиною водневого показника рН, який визначається співвідношенням

,

або , (31)

оскільки експериментально в розчині визначають не концентрацію іонів гідрогену, а їх активність (a=f C).

Рівняння (31) можна записати в такому вигляді:

,

де − коефіцієнт активності іонів Гідрогену, значення якого в розведених розчинах наближається до одиниці. Тоді.

Оскільки концентрація іонів Гідрогену може змінюватися в межах іонного добутку, то рН змінюється в інтервалі від 0 до 14.

У нейтральному розчині ;. У кислому розчині;. Так, дляМ розчину;. Для розчинутієї ж концентрації

; .

Таким чином, кислий розчин ;

нейтральний розчин ;

лужний розчин .

Розчини, значення рН яких знаходяться в інтервалі від 0 до 3, належать до сильнокислих; при рН = 4…6 – до слабкокислих. Слабколужні розчини мають рН = 8…10, а сильнолужні – рН = 11…14.

Розчини, в яких , мають від’ємне значеннярН. Так, якщо , то.

При . Якщо, то. ВивченнярН розчинів має велике практичне значення в хімії, біології, медицині, харчовій промисловості, сільському господарстві та ін.

Підсумки Необхідно зрозуміти

1. Іонні реакції можна вважати такими, що відбулися, лише в тих випадках, коли утворюються:

а) нерозчинні речовини, які випадають в осад;

б) газоподібні речовини;

в) малодисоційовані речовини.

2. У розчинах слабких електролітів електростатичні сили взаємодії між іонами можна не враховувати, оскільки . У розчинах сильних електролітів сили електростатичної міжіонної взаємодії в розчині враховуються, для чого й застосовують значення іонної сили розчину та коефіцієнтів активності.

3. У насиченому за певної температури розчині добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту являє собою сталу величину, яка називається добутком розчинності й позначається ДР.

Введення однойменних іонів (до 50% надлишку) в розчин малорозчинного електроліту зменшує його розчинність.

4. Кислотні властивості розчинів характеризують величиною рН середовища, який називають водневим показником.