Ионное произведение воды. Водородный показатель

До сих пор мы предполагали и рассматривали процесс диссоциации рас-

творенного вещества под действием молекул растворителя. Но возможен про-

цесс и самодиссоциации растворителя. То есть взаимодействие между собст-

венными молекулами растворителя настолько значительно, что может привести

к разрыву связей внутри молекул с образованием новых заряженных частиц –

ионов. Например, вода диссоциирует на ионы водорода и гидроксила

Н₂О_жид. ↔ Н⁺_{раствор} + ОН^-_{раствор},

и как следствие – чистая вода обладает электропроводностью (правда, незначи-

тельной). Следует отметить, что в воде протон сольватирован и существует в виде иона гидроксония (гидрония) Н₃О⁺. С учетом этого уравнение процесса диссоциации воды (автопротолиз воды) можно записать:

2Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

На практике, однако, чаще используют форму записи Н⁺, чем Н₃О⁺

В условиях равновесия процесс самодиссоциации воды можно оха-

рактеризовать константой диссоциации Кн₂о

[ H ⁺ ] · [OH ⁻ ]

К_д (н₂о) = ———————.

[ H ₂ O]

Ее величина очень мала и при 22 ^оС составляет значение равное 1,8 ·10^-16.

Из этого следует, что в воде образуется очень незначительное количество ионов

водорода Н⁺ и гидроксила ОН^- (числитель выражения), а следовательно, и рас-

падается незначительная часть молекул воды. Поэтому можно без большой

ошибки считать равновесную концентрацию нераспавшихся молекул воды

[H₂O] в приведенном выражении равной концентрации исходной воды (до дис-

социации), которая для одного литра воды, принимая во внимание плотность

воды и ее молярную массу, равна:

1000 г

[H₂O] = ——————— = 55,56 моль/л

18 (г / моль) · 1л

где 1000 г – масса одного литра воды, 18 – молярная масса воды. Если подста-

вить величину концентрации воды в выражение константы диссоциации, то по-

лучим:

[ H⁺][OH⁻]

1,8·10^-16 = ————— или [H⁺][OH^-] = К_воды · 55,56 = 1,8 ^· 10^-16 · 55,56 =

55,56

1·10^-14.

Последнее выражение ─ произведение молярных концентраций ионов водорода и гидроксила ─ называют ионным произведением воды. Величина эта постоянная при

данной температуре и характеризует соотношение концентраций ионов водо-

рода и гидроксила чистой воды. Из ионного произведения воды видно, что кон-

центрации ионов водорода и гидроксила равны между собой и в чистой воде

составляют величину, равную

[H⁺] = [OH^-] = 1·10^-7 моль/л.

Это и понятно, так как каждая распавшаяся молекула воды поставляет одно-

временно один ион водорода Н⁺ и один ион гидроксила ОН^-.

Если вспомнить, что ион водорода Н⁺ является носителем кислотных

свойств, а ион гидроксила ОН^- ─ основных, то при равенстве их концентраций

[H⁺] = [OH^-] = =10^-7 моль/л вода является нейтральным электролитом: ни кислым, ни основным. Вода выступает в роли амфолита. Если же концентрация ионов водорода [H⁺] в водном растворе будет в силу каких-то причин больше концентрации ионов гидроксила [OH^-] (например, при добавлении молекул кислоты, распадающихся на ионы водорода и кислотного остатка), то раствор будет кислым. Если же, наоборот, концентрация ионов гидроксила будет больше, чем

ионов водорода, то раствор окажется основным.

Например, если в растворе концентрация ионов водорода [H⁺] = 10^-4

моль/л, а концентрация ионов гидроксила соответственно равна [OH^-] =10^-10

моль/л (их произведение должно равняться [H⁺][OH^-]= 10^-14), то концентрация

ионов водорода больше концентрации ионов гидроксила [H⁺] > [OH^-], и раствор

окажется кислым (говорят: среда кислая).

Для характеристики кислотности среды можно установить различные

шкалы, используя соотношение между концентрациями ионов водорода и гид-

роксила, как это представлено на рис. 2.2.

а [H⁺], моль/л 10^-1 10^-2 10^-3 10^-4 10^-5 10^-6 10^-7 10^-8 10^-9 10^-10 10^-11 10^-12 10^-13 10^-14

кислая среда нейтральная среда щелочная среда

б рН=- lg[ H ⁺] 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Рис. 2.2. Шкалы кислотности с использованием: а – концентрации