Ионное произведение воды

Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует па ионы по уравнению.

Константа диссоциации воды описывается соотношением.

Однако число прореагировавших молекул воды по сравнению с общим числом молекул воды незначительно. Поэтому можно считать, что концентрация воды [Н₂0] при ее диссоциации практически не изменяется и выражение К_:{ можно записать в виде.

Таким образом, константа диссоциации воды является произведением концентраций ионов водорода и гидроксидионов. Она называется ионным произведением воды и обозначается K_w.

Величину K_w легко можно вычислить по уравнению AG° = -RT K_w после расчета изменения свободной энергии Гиббса в реакции диссоциации воды с привлечением табличных данных:

При температуре 25 °C величина lgK_w равна.

Ионное произведение воды с повышением температуры непрерывно возрастает. Так, при 100 °C величина K_w увеличивается до 5,5 • 10 ¹³моль²/л².

pH раствора

Значение K_w является исходной величиной для расчетов концентраций ионов Н⁺ и ОН в водных растворах, а также для количественной характеристики их кислотности или основности (щелочности).

Для характеризации кислотности и основности раствора введены специальные водородный (pH) и гидроксидный (рОН) показатели, представляющие собой соответственно десятичные логарифмы молярной концентрации ионов водорода или гидроксида в растворе, взятые с обратным знаком.

Для чистой воды K_w= [Н⁺]? [ОН ] = 10 ¹⁴, [Н⁺] = [ОН ] = = 1() —⁷ирН = рОН = 7.

В кислых растворах [Н⁺] > [ОН ] и pH < 7. Например, в 10^-3 моль/л растворе хлороводородной (соляной) кислоты концентрация ионов водорода равна [Н⁺] = 10~³ моль/ литр и pH = -lg 10~³ = 3.

В щелочных растворах [Н⁺] 7. Например, в 10~² моль/л растворе гидроксида натрия (NaOH) концентрация ионов гидроксида равна [ОН ] = 10~² моль/л, а ионов водорода соответственно [Н⁺] = K_w / [ОН ] = = 10~¹⁴ / 10~² = 10″ ¹² моль/л. Отсюда pH этого раствора равняется: pH = -IglO¹² = 12.

Так как ионное произведение воды в нормальных условиях равно 10^-14, то

Диссоциация воды — процесс эндотермический, поэтому ионное произведение воды K_w сильно зависит от температуры. С ее повышением ионное произведение воды увеличивается, при этом увеличивается и концентрация ионов Н⁺ и ОН. Следовательно, изменяется и pH нейтральной среды. Если при 25 °C pH равно 7, то при 50 °C — 6,63.

Очевидно, что значения pH разбавленных растворов непосредственно зависят от концентрации кислоты или основания, а для слабых электролитов также и от их К_;[.

Для сильных кислот [Н⁺] =с_к__ты, следовательно,.

Для сильных оснований [ОН ] = с_осн и рОН = — lgc_ocH, отсюда

Для слабых кислот, диссоциирующих по типу.

где [НА] = с, при, а —" 0. Учитывая, что [II | = [А |, можно записать /С_д? с_к__ты = [Н⁺]², откуда [Н'] = ^/С_д-с_к._ты и соответственно.

где К_;. — константа диссоциации слабой кислоты.

На практике измерение pH проводят по окислительному потенциалу ионов водорода, зависящему от их концентрации. Для этого используют специальные приборы, называемые потенциометрами или рН-метрами.

Для слабых оснований можно получить или.

Для визуального определения pH растворов применяются специальные вещества, изменяющие свое строение и в связи с этим свою окраску в зависимости от кислотности среды, называемые кислотно-основными индикаторами (табл. 8.1), являющимися органическими веществами.

Таблица 8.1

Изменение окраски некоторых кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH среды

Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый Универсальный индикатор Кольтгоффа). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемом растворе, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH. Следует отметить, что фенолфталеин как индикатор окрашивается в малиновый цвет при значении pH = 8,5; метилоранж изменяет цвет с розового на желтый при pH = 3,5. Это связано с изменениями структур органических молекул индикаторов в щелочной и кислой средах.