7.3. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода относится к очень слабым амфотерным электролитам. Чистая вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:

H₂O ⇄ Н⁺  ОН^.

Применяя закон действующих масс, можно написать:

.

(29)

Так как степень диссоциации воды незначительная, то [Н₂О] >> [Н⁺][ОН^] и равновесную концентрацию недиссоциирован-ных молекул воды [Н₂О] можно считать постоянной и объединить ее с (H₂O) в одну величину :

(30)

Константу K_W, равную произведению концентраций ионов Н⁺ и ОН^, называют ионным произведением воды.

Величина постоянна только при данной температуре. При увеличении температуры степень диссоциации воды возрастает (диссоциация воды ‑ процесс эндотермический), что приводит к повышению концентраций ионов Н⁺ и ОН^. Следовательно, повышение температуры увеличивает значение : при изменении температуры от 0 до 100⁰С оно возрастает приблизительно в 300 раз.

(H₂O) была определена методом электропроводности и при 22⁰С ее величина составила 1,810^16. Этим же методом было установлено, что в одном литре воды (1000 г) на ионы диссоциирует 10^7 моль воды. Таким образом, из 55,6 моль , содержащихся в 1 л воды, только 10^7 моль находятся в диссоциированном состоянии. Следовательно:

(31)

Таким образом, при температуре 20-25⁰С ионное произведение воды   10^14, а показатель ионного произведения воды pK_W  14 (pK_W  lgK_W  lg10^14  14).

Так как в чистой воде и в разбавленных водных растворах кислот, оснований и солей величина K_W постоянная, то концентрации ионов Н⁺ и ОН^ являются величинами сопряженными, т. е. зависящими друг от друга.

Например, если в растворе при 20-25⁰С [Н⁺]  10^3 моль/л, то в этом же растворе:

В чистой воде при диссоциации ее молекул образуется одинаковое количество ионов Н⁺ и ОН^, следовательно, при 20-25⁰С:

[H⁺]  [OH^]  10^7 моль/л.

В водных растворах различных соединений в зависимости от соотношения концентраций ионов Н⁺ и ОН^– реакция среды может быть:

нейтральная:

[H⁺]  [OH^]  10^7 моль/л;

кислая:

[H⁺] > [OH^],

[H⁺] > 10^7 моль/л; [OH^] < 10^7 моль/л;

щелочная:

[H⁺] < [OH^],

[H⁺] < 10^7 моль/л; [OH^] > 10^7 моль/л.

На практике наиболее важное значение имеет активная реакция среды, определяемая активностью (концентрацией) ионов Н⁺ (активная кислотность) или ионов ОН^, содержащихся в данной среде (активная щелочность).

Активную кислотность принято характеризовать отрицательным десятичным логарифмом концентрации ионов водорода  водородным показателем (рН):

.

(32)

Водородный показатель (рН)  количественная характеристика активной кислотности.

Для количественной характеристики активной щелочности применяют гидроксидный показатель (рОН):

.

(33)

Если выражение K_W  [Н⁺][ОН^] прологарифмировать (записать отрицательный десятичный логарифм левой и правой части), то получим:

,

иначе говоря:

(34)

Так как при t⁰ = 20-25⁰С pK_W  14 (K_W  10^14), то при этой температуре:

pH  pOH  14

(35)

При помощи водородного показателя удобно выражать характер среды:

нейтральная среда: рН  7 (рН  рОН),

кислая среда: рН < 7 (рН < рОН),

щелочная среда рН > 7 (рН > рОН).

Таким образом, увеличение концентрации ионов Н⁺ уменьшает рН (величина рОН при этом возрастает), а уменьшение концентрации ионов Н⁺ увеличивает рН (величина рОН при этом уменьшается). При сопоставлении значений pН разных растворов следует относить эти значения к одной и той же температуре.

Пример 1. Желудочный сок, плазма крови и слюна в норме характеризуются значениями pH, равными соответственно 0,9-2,5; 7,4  0,5; 6,35-6,85. Определить характер среды этих биологических жидкостей.