Ионное произведение воды и водородный показатель

Измерение электропроводности химически чистой воды показало, что она обладает незначительной электропроводностью, т.е. в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии (слабый электролит).

H₂O H⁺+OH ^–

К её диссоциации можно применять закон действующих масс

.

Константу диссоциации можно вычислить по данным электропроводности. При 22^оС она равна 1,8∙10^-16, а степень диссоциации 2,9∙10^-9, т.е. из 555000000 молекул воды диссоциирует только одна. При такой ничтожно малой диссоциации концентрацию недиссоциированных молекул воды H₂O можно полагать равной концентрации общего количества воды, считать величиной постоянной и включить в константу диссоциации

т.е. произведение концентраций ионов водорода и гидроксильной группы в любом водном растворе есть величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным произведением воды. Можно вычислить

Концентрация как недиссоциированных, так и исходных молекул воды моль/литр. Подставив эту величину в выражение для ионного произведения воды, получим

Как было отмечено, степень диссоциации воды повышается с повышением температуры. Поэтому с повышением температуры увеличивается концентрация [H⁺] и [OH^–] ионов и величина ионного произведения; так, при 100 ^оС [H⁺][OH^–] = 59∙10^-14, при 0 ^оС [H⁺][OH^–] = 0,139∙10^-14.

В воде и в любом водном растворе содержатся [H⁺]- и [ОН^-]-ионы, их относительной концентрацией определяется реакция среды – кислая, щелочная или нейтральная.

В нейтральных растворах и в чистой воде (при 22^оС)

.

Эта величина концентрации водородных ионов соответствует нейтральной реакции среды.

В кислых растворах равновесие Н₂О H⁺ + OH^– смещено влево, в сторону моляризации избытка одноименных Н⁺-ионов, но ионное произведение воды – величина при данной температуре постоянная, в любой среде (кислой, щелочной, нейтральной) также сохраняется его значение . Но при этом [H⁺]>[OH^-]. Величина концентрации Н⁺-ионов обусловливает кислую реакцию среды [H⁺]>10^-7 г-ион/л.

В щелочных растворах равновесие диссоциации воды также смещено влево от избытка одноименных ОН^–-ионов; величина ионного произведения воды также сохраняется, причем [H⁺]<[OH^-]; причиной щелочной реакции среды может быть концентрация ОН^–-ионов (>10^-7) или также концентрация Н⁺-ионов (<10^-7) согласно . Таким образом, концентрация Н⁺-ионов может быть использована для характеристики любой реакции среды. Характеристика реакции среды обычно выражается очень малыми величинами с отрицательными показателями степени. Для большего удобства принято пользоваться отрицательным значением логарифма величины [H⁺], который назван водородным показателем, обозначается рН:

рН = –lg [H⁺] [H⁺] = 10^–pH

Если реакция среды нейтральная, то [H⁺]=10^–7, а рН=7.

Если реакция кислая, то [H⁺]>10^–7, а рН<7.

Если среда щелочная, то [H⁺]<10^–7, а рН>7.

Ввиду большого практического значения величины рН среды разработано много методов его непосредственного определения. В настоящее время применяют колориметрический метод (по окрашиванию), основанный на изменении окраски индикаторов, а также электрометрические методы с помощью специальных приборов рН-метров.