Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОн).

Вода является очень слабым электролитом. Её электролити­ческая диссоциация (правильно – ионизация) выражается равновесием

Н₂О + Н₂О Н₃О⁺ + ОН^–

или упрощённо

Н₂О Н⁺ + ОН^–.

Количественно процесс электролитической диссоциации воды характеризуется константой равновесия. Константа равновесия электролитической диссоциации воды, определённая по электрической проводимости при 22 °С, равна:

К_д = = 1,8 · 10^–16.

При температуре 295 К (22 °С) диссоциирует лишь одна из 5,56 · 10⁸ молекул воды и, следовательно, степень электролитиче­ской диссоциации воды составляет α = = 1,8 · 10^–9.

Равновесную концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной её исходной молярной концентрации, то есть количеству молей воды в 1 л:

Так как= 18 г/моль, то [Н₂О] = = 55,56 моль/л =const.

Объединив посто­янные величины К_д и [Н₂О], получим новую постоянную величину, кото­рая называется ионным произведением воды:

= К_д [Н₂О] = [Н⁺][ОН^–] = соnst.

Константа ионизации воды может быть определена по за­кону разбавления Оствальда:

К_д = α²[H₂О] = (l,8 · 10^–9)² · 55,6 = l,8 · 10^–16.

Ионное произведение воды – или К_W, – величина постоян­ная (при данной температуре) для воды и вод­ных растворов и равная произведению равновесных концентраций ио­нов водорода и гидроксид-ионов.

= [Н⁺][ОН^–] = К_д[Н₂О] = l,8 · 10^–16 · 55,56 = 10^–14.

Постоянство ионного произведения воды означает, что в лю­бом водном растворе – нейтральном, кислотном или щелочном – имеются и ионы водорода, и гидроксид-ионы, причём произ­ведение равновесных концентраций этих ионов равно величине при данной температуре. Это позволяет рассчитывать концентра­цию ионов Н⁺ и ОН^– в любых водных растворах, используя следующие соотношения:

[Н⁺] = [ОН^–] =

Значения возрастают при увеличении температуры.

Т, °С	0	22	37	50	100
· 1014	0,13	1,0	3,1	5,6	7,4

В воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, и при 22 °С их значения равны:

[Н⁺] = [ОН^–] = == 10^–7 моль/л.

Реакция среды^* определяется тем ионом (Н⁺ или ОН^–), концентрация которого в водном растворе преобладает. Для характеристики кислотности водных растворов принято использовать величину мо­лярной концентрации в них ионов водорода [Н⁺].

Нейтральная среда характеризуется равенством концен­траций ионов водорода и гидроксид-ионов:

[Н⁺] = [ОН^–] = 1,0 ·10^–7 моль/л (при 22 ^оС).

Кислотная среда характеризуется:

[Н⁺] > [ОН^–], то есть [Н⁺] >10^–7 моль/л.

Щелочная среда характеризуется:

[Н⁺ ] < [ОН^–], то есть [Н⁺] < 10^–7 моль/л.

На практике водную среду принято характеризовать не молярной концентрацией ионов водорода, а водородным показателем рН^** (читается "пэ-аш"), который является безразмерной величиной.

Водородный показатель – это количественная характеристика кислотности водной среды, равная отрицательному десятичному лога­рифму молярной концентрации ионов водорода:

рН = –lg[H⁺].

Иногда для характеристики водной среды наряду с водород­ным показателем используют гидроксильный показатель рОН:

рОН = –lg[ОН^–].

В любой водной среде [Н⁺][ОН^–] = 1,0 · 10^–14 (при 22 °С).

Ло­гарифмируя это выражение, получаем:

lg[Н⁺] + lg[ОН^–] = –14 или рН + рОН = 14.

В нейтральной среде водородный показатель равен:

рН =–lg[H⁺] = –lg10^–7 = 7.

В кислотнй среде [Н⁺] >10^–7, следовательно, рН < 7, и чем больше кислотность среды, тем меньше значение рН.

В щелочной среде [Н⁺] < 10^–7, следовательно, рН > 7, и чем больше основность среды, тем больше значение рН.

В разбавленных водных растворах ве­личина рН может быть < 0, например, 1 М раствор НСl имеет рН = –1.

Пример 5. Вычислите значения pH и pOH 0,0004 М раствора HNO₃.

Решение.

Азотная кислота является сильным электролитом и диссоциирует в воде практически полностью согласно уравнению

HNO₃ → H⁺ + NO₃ˉ,

Следовательно,

[H⁺] = с (HNO₃) = 0,0004 моль/л = 4 ∙ 10^-4 моль/л.

Отсюда:

pH = lg[H⁺] = –lg (4 ∙ 10^-4 ) = 3,4;

pOH = 14 – рН = 14 – 3,4 = 10,6.

Ответ: рН = 3,4; рН = 10,6.

Пример 6. Рассчитайте величину pH 0,01 М раствора NaOH.

Решение.

Гидроксид натрия – сильное основание, практически полностью диссоциирующее в воде согласно уравнению

NaOH → Na⁺ + OHˉ.

Следовательно,

[OH^–] = [NaOH] = 0,01 моль/л.

Концентрацию ионов водорода найдём, воспользовавшись ионным произведением воды:

[H⁺] === 10^–12 (моль/л).

рН = –lg[H⁺] = –lg 10^12 = 12.

Ответ: рН= 12.

Пример 7. Рассчитайте величину рН и степень электролитической диссоциации 1,5 М водного раствора аммиака.

Решение.

В водном растворе аммиака устанавливается равновесие:

NH₃ + H₂O NH₃ · H₂O NH₄⁺ + OHˉ,

константа которого равна:

К_b = = 1,8 ∙ 10^–5.

Допустим, что равновесные концентрации ионов [OH^–] и [NH₄⁺] равны х моль/л, тогда [NH₃] = (1,5 – х) моль/л. Подставляя эти значения в выражение для константы химического равновесия и решая квадратное уравнение, получим: х = 5 ∙ 10ˉ³. Равновесную концентрацию ионов водорода находим через ионное произведение воды:

[H⁺] === 2 ∙ 10^–12 (моль/л).

Отсюда

рН = –lg[H⁺] = –lg2 ∙ 10^-12 = 11,7.

Степень α ≈ == 3,5 ∙ 10^–3.

Ответ: рН=11,7; α=0,35%.