Йонний добуток води

Вода є типовим амфолітом. Вона дисоціює і як кислота з утворенням йона Н⁺ (Н₃О⁺), і як основа з утворенням йона ОН^–:

Н₂О D Н⁺ + ОН^–

з константою дисоціації .

Як видно з величини константи дисоціації, вода є надзвичайно слабким електролітом і тільки дуже незначна кількість молекул розпадається на йони. Тому практично можна прийняти, що концентрація недисоційованих молекул води дорівнює загальній концентрації води – кількості молів води в 1дм³ води. Прийнявши густину води за одиницю, маємо: 1дм³ = 1000г. Тоді

.

Підставимо значення K_д і с(Н₂О) у рівняння константи дисоціації:

1,8·10^–16·55,56 = с(Н⁺)·с(ОН^–) = 1·10^–14 = K_w

K_w – йонний добуток води. K_w = с(Н⁺)·с(ОН^–). Тоді

с(Н⁺)=с(ОН^–)=1·10^–7моль/дм³.

Йонний добуток води справедливий не лише для чистої води, але і взагалі для всіх водних розчинів (кислих і лужних). У будь-якому водному розчині завжди є і Н⁺, і ОН^–, причому у певних співвідношеннях. Якщо відома концентрація одного із йонів води, то легко розрахувати концентрацію іншого йона. Тому будь-яку ступінь кислотності чи лужності можна виразити через концентрацію одного із йонів води, наприклад через с(Н⁺). Так як концентрація йонів Н⁺ і ОН^– у розчині залежить від температури, то і йонний добуток води K_w теж дуже залежить від температури.

Концентрація йонів Н⁺ і ОН^– у водних розчинах у слабкокислих і слабколужних середовищах виражаються малими величинами, незручними для користування у вираженні 10 у від’ємних степенях. Тому в 1907р. датський фізико-хімік і біохімік Сьорен Сьоренсен запропонував замість с(Н⁺) користуватися так званим водневим показником pH:

pH= –lgc(H⁺),

тобто pH – це десятковий логарифм концентрації гідроген-іонів, вираженої в моль/дм³, взятий з протилежним знаком. Відповідно pOH – гідроксидний показник.

K_w = с(Н⁺)·с(ОН^–) = 1·10^–14;

lg(H⁺) + lg(ОН^–) = –14;

–lg(H⁺) – lg(ОН^–) = 14;

pH + pOH = 14;

pH = pOH = 7 (середовище нейтральне).

Коли pH<7 – середовище кисле; pH>7 – середовище лужне.