Диссоциация воды, активная реакция среды

Вода – очень слабый амфотерный электролит. Он диссоциирует на ионы по уравнению Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-. Равновесие это определяется законом действия масс:

(I)

Это константа диссоциации воды. Она равна (при Т =25 ⁰С) 1,89 · 10^-16.

Так как степень диссоциации воды очень мала, то можно принять [Н₂О] постоянной. Тогда равенство I можно записать в следующем виде:

,

где К_в – ионное произведение воды.

При постоянной температуре К_в является величиной постоянной, так как

, а концентрация недиссоциированных молекул воды практически (т. к. степень диссоциации ничтожна) равна общему числу моль воды в литре.

То есть 1000: 18 = 55,56, то

.

Если реакция среды нейтральна, то [H⁺] = 1·10^-7 моль/л. Если в растворе имеется кислота или щелочь, то при этом резко меняется концентрация водородных или гидроксильных ионов, но ионное произведение воды остается величиной постоянной при Т⁰ – const.

Любое повышение концентрации ионов водорода вызывает соответствующее уменьшение концентрации гидроксильных ионов.

Например: определить [ОН^-] в растворе, если концентрация [Н⁺] = 1·10^-2 моль/л.

[Н⁺] [ОН^-]=1·10^-14

[ОН^-]= (1·10^-14) : (1·10^-2) = 1·10^-12 моль/л.

Пользуясь ионным произведением можно характеризовать реакцию среды с помощью концентрации ионов водорода. В кислой среде [Н⁺] будет выше, чем в щелочной, и тем выше, чем выше кислотность, а в щелочной тем меньше, чем выше щелочность.

Практически пользуются не самой величиной концентрации водородных ионов, а водородным показателем рН.

рН = - lg [Н⁺], который равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода, выраженный в моль/л.

Так если [Н⁺] = 1·10^-5, то рН =5. Если реакция среды нейтральна, то рН =7, в щелочной среде рН > 7 и в кислой рН <7.