3.4.3.Ионное произведение воды. Водородный показатель

В природных и технологических процессах самым распространенным растворителем является вода. Особенностью жидкого состояния воды является способность ее молекул к самопроизвольной диссоциации:

H₂O  H⁺ + OH^-.

Константа диссоциации

.

Чистая вода практически не проводит электрический ток, степень ее диссоциации очень мала. Поэтому можно считать, что диссоциация не изменяет концентрацию молекул воды. Это позволяет включить [H₂O] в константу равновесия. Следовательно, произведение молярных концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов – величина постоянная:

K_w = [H⁺][OH^–] = 1,010^-14 [(моль/л)²] при Т=298 К.

Эта константа называется ионным произведением воды (K_W). Его величина не зависит от концентрации ионов водорода или гидроксо-ионов, поэтому для определения кислотности или щелочности раствора достаточно указать концентрацию одного из ионов. Таким ионом был выбран ион водорода. Если концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксо-ионов, то считается, что среда нейтральная – чистая вода или водные растворы, не содержащие кислот или оснований:

[H⁺] = [OH^–] = 10^-7 [моль/л].

В кислой среде (растворы кислот) концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксо-ионов: [H⁺] > 10^-7 моль/л. В щелочной среде (растворы щелочей) концентрация гидроксо-ионов больше концентрации ионов водорода: [H⁺] < 10^-7 моль/л. Для удобства пользования концентрацию ионов водорода указывают в виде специальной характеристики - водородного показателя. Водородный показатель pH (произносится «пэ аш») – десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком: pH = –lg[H⁺].

В нейтральной среде pH = 7, в кислой pH < 7, в щелочной pH > 7.

Примечание.Аналогично водородному показателю pH существует показатель pОH = = –lg[ОH^–]. Очевидно, что pH+pОH=14.

3.4.4.Растворы кислот и оснований

При диссоциации кислот или оснований устанавливаются равновесия:

HAn  H⁺ + An^-, KatOH  Kat⁺ + OH^-,

где Kat⁺ - катион; An^- - анион.

Процессу диссоциации соответствуют константы равновесия для кислот K_a (acid – кислота), а для оснований K_b (base – основание):

, .

Величины констант диссоциации приводятся в справочной литературе.

Для слабых электролитов (0) концентрация вещества в недиссоциированной форме примерно равна общей концентрации растворенного вещества. Согласно уравнению диссоциации концентрации катионов и анионов равны: [H⁺]= [An^-]; [Kat⁺] = [OH^-] (в результате единичного акта диссоциации получается один катион и один анион). Тогда константы диссоциации соответственно равны:

, .

Из уравнений следует, что

, .

Соответственно раствор кислоты концентрацией С_кисл моль/л имеет

,

а раствор основания концентрацией С_осн моль/л

.

Концентрация ионов водорода и соответственно рН сильных кислот и оснований (1) рассчитывается, как правило, через степень диссоциации. Концентрации ионов водорода будут соответственно равны: в растворе кислоты [H⁺] = C_кисл, в растворе щелочи [OH^–] = C_осн [H⁺]= =10^–14/[OH^–].

Таким образом, раствор кислоты концентрацией С_кисл моль/л имеет

рН = –lg[С_кисл],

а раствор основания концентрацией С_осн моль/л

pH = 14 + lg[C_осн].

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации каждой последующей ступени на несколько порядков меньше предыдущей. Поэтому часто расчет рН проводят по первой ступени диссоциации.