7.7 Диссоциация воды. Водородный показатель

Чистая вода является очень слабым электролитом; процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением: HOH ⇆ H⁺ + OH^–. По величине электропроводности чистой воды были определены концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в чистой воде. Оказалось, что при температуре 25 C C(H⁺) = C(OH^–) = 10^–7 моль/л (т.е. концентрация продиссоциировавшей воды равна 10^–7 моль/л).

Для процесса диссоциации воды, как и любого слабого электролита можно записать выражение константы диссоциации.

Это выражение преобразовывается в уравнение

C(H⁺)·C(OH^–) = K·C(HOH) . (7.13)

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул H₂O практически равна общей концентрации воды, т.е. 55,56 моль/л (1 л воды имеет массу 1000 г, что составляет 1000 г : 18 г/моль = = 55,56 моль. C(HOH) = 55,56 - 10^–7 = 55,56 моль/л.). Таким образом, концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать практически постоянной величиной, равной 55,56 моль/л; это же справедливо и для разбавленных водных растворов. Поэтому уравнение 7.13 можно преобразовать к следующему виду:

C(H⁺)·C(OH^–) = K_w . (7.14)

В уравнении 7.14 константа K_w является произведением двух констант: K·C(HOH). Это уравнение называется уравнением ионного произведения воды, а константа K_w – константой ионного произведения воды. Для константы ионного произведения воды иногда также используют обозначения KH₂O и K_В.

Уравнение ионного произведения воды показывает, что для чистой воды и разбавленных водных растворов произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов является постоянной (при постоянной температуре) величиной. При 25C K_w = C(H⁺)·C(OH^–) = 10^–7·10^–7 = 10^–14 . (7.15)

Растворы, в которых молярные концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны, называются нейтральными растворами. При 25 C в нейтральном водном растворе C(H⁺) = C(OH^–) = 10^–7 моль/л. В кислом растворе концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов, в щелочном растворе наоборот – преобладают ионы OH^– . Но какой бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов C(H⁺)·C(OH^–) будет постоянным.

Например, если в чистую воду добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода увеличилась, например, до 10^–2 моль/л, то в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие диссоциации воды HOH ⇆ H⁺ + OH^– сместится влево, в результате чего концентрация ионов OH^– уменьшится настолько, что произведение C(H⁺)·C(OH^–) останется постоянным. Концентрацию ионов OH^– в этом растворе можно рассчитать по уравнению ионного произведения воды:

(моль/л) .

Е сли в воду добавить щёлочь и увеличить концентрацию ионов OH^– , например, до 10^–4 моль/л, то из-за смещения равновесия диссоциации воды влево, концентрация ионов H⁺ уменьшается, но произведение C(H⁺)·C(OH^–) останется постоянным. В данном случае

(моль/л) .

И з вышеизложенного материала следует важный вывод: и ионы H⁺, и ионы OH^– вследствие диссоциации воды содержатся в любом водном растворе – как в кислом, так и в щелочном. Поэтому, если концентрация ионов водорода известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Следовательно, кислотность, как и щёлочность раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода.

В кислом растворе C(H⁺) > 10^–7 моль/л;

в нейтральном растворе C(H⁺) = 10^–7 моль/л;

в щелочном растворе C(H⁺) < 10^–7 моль/л

Кислотность или щёлочность раствора можно выразить и другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода, указывают её десятичный логарифм, взятый со знаком «минус». Эта величина называется водородным показателем и обозначается pH.

pH = – lg C(H⁺) (7.16)

Например, если C(H⁺) = 10^–2 моль/л (кислый раствор), то pH = 2;

если C(H⁺) = 10^–7 моль/л (нейтральный раствор), то pH = 7;

если C(H⁺) = 10^–10 моль/л (щелочной раствор), то pH = 10.

Таким образом, в кислом растворе pH < 7;

в нейтральном растворе pH = 7;

в щелочном растворе pH > 7.

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH).

pOH = -lg C(OH^–) (7.17)

Связь между pH и pOH легко вывести логарифмированием уравнения ионного произведения воды.

C(H⁺)·C(OH^–) = K_w = 10^–14

lg [C(H⁺)·C(OH^–)] = lg 10^–14 = –14

lg C(H⁺) + lg C(OH^–) = -14

-lg C(H⁺) - lg C(OH^–) = 14

pH + pOH = 14 (7.18)