Водневий показник

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ ВОДИ.

Хімічно чиста вода є надзвичайно слабким електролітом, але дуже незначною мірою вона може піддаватися електролітичній дисоціації (точніше – іонізації):

Н₂О Û Н⁺ + ОН^–.

Завдяки малим розмірам йонів Н⁺ вони миттєво гідратуються з утворенням йонів гідроксонію Н₃О⁺ (рис. 6.6) за схемою:

Н⁺ + Н₂О à H₃O⁺ + OH^–, (6.8)

або H₂O + H₂O Û H₃O⁺ + OH^–.

Доведено, що гідратація йонів Н⁺ – це необоротний процес з константою рівноваги приблизно 10¹⁴⁶, тобто йони Н⁺ гідратуються практично повністю.

Реакція, що відповідає рівнянню 2Н₂ОÛН₃О⁺+ОН^–, називається автопротоліз води, під час якого одна молекула води відщеплює йон Н⁺ (протон) і відіграє роль кислоти, а друга, яка приєднує протон з утворенням Н₃О⁺, – роль основи (рис. 6.9).

Рисунок 6.9 – Схема автопротолізу води

Однак для зручності при запису дисоціації води користуються скороченим рівнянням:

Н₂О Û Н⁺ + ОН^–. (6.9)

На основі експериментальних досліджень встановлено, що при температурі 22⁰С ступінь дисоціації води дуже малий: a_Н2О=1,8×10^–9, тобто на йони розпадається тільки одна молекула із приблизно 1800000000.. Зрозуміло, що вода належить до надзвичайно слабких електролітів і підлягає закону діючих мас. Тому для неї можна записати вираз константи дисоціації:

або [H⁺]×[OH^–] = K_дис×[H₂O]. (6.10)

Невелике значення ступеня дисоціації води (a_Н2О=1,8×10^–9) свідчить про сильне зміщення рівноваги дисоціації вліво, тому концентрацію H₂O при постійній температурі можна вважати постійною. Отже, добуток постійних величин у правій частини рівняння (6.10) – теж величина стала (К×[H₂O]=const). Тоді сталим є і добуток концентрацій йонів Н⁺ і ОН^– в лівій частині рівняння. Цей добуток ([H⁺]×[OH^–]) одержав назву іонний добуток води:

де К_Н2О – іонний добуток води, для якого прийняті й інші позначення: К_в, або К_w.

Константа дисоціації води, визначена експериментально, при 22^оС дорівнює: К_дис=1,8∙10^–16, а концентрацію недисоційованих молекул води [H₂O] практично можна вважати рівною її загальній концентрації. З рівняння дисоціації води (Н₂ОÛН⁺+ОН^–) видно, що концентрації катіонів Гідрогену і гідроксильних аніонів однакові і в той же час дорівнюють концентрації тієї частини води, яка продисоціювала і яка визначається добутком a·[H₂O]:

[H⁺] = [OH^–] = a[H₂O].

Молярна концентрація води обчислюється відношенням кількості речовини (n=m/M) до об’єму V:

Беручи до уваги, що 1 л води при 22⁰С має масу приблизно 1000 г, одержимо молярну концентрацію води:

[H₂O] = m / М×V = 1000 / 18×1= 55,56 моль/л.

Тоді концентрації йонів гідрогену і гідроксид-іонів складають

[H⁺] = [OH^–] = a·[H₂O] = 1,8 × 10^–9 × 55,56 = 1 × 10^–7 моль/л,

звідки іонний добуток води дорівнює:

Іонний добуток води є сталою величиною за умов постійної температури. При підвищенні температури К_Н2О збільшується. Це зумовлено тим, що дисоціація води є ендотермічним процесом, який згідно з принципом Ле-Шательє посилюється із зростанням температури і послаблюється під час охолодження.

Для води і розведених водних розчинів за умов постійної температури добуток концентрацій йонів гідрогену і гідроксид-іонів є величиною сталою:

K_H2O = [H⁺] × [OH^–] = 10^–14 (22⁰C). (6.11)

Таке саме значення К_Н2О при 22⁰С мають і розведені водні розчини кислот і основ. Тому, якою б великою не була концентрація йонів Н⁺, концентрація йонів ОН^– не буде дорівнювати нулю або навпаки. На основі (6.11) можна обчислити концентрацію [Н⁺] чи [OH^–], якщо одна з цих величин відома:

(6.12)

Проте, вести розрахунки концентрацій [H⁺] i [OH^–] через від¢ємний ступінь не зовсім зручно, тому за пропозицією Серенсена використовується інша величина – водневий показник, який позначається символом рН.

Водневий показник рН – це величина, що характеризує кислотність середовища і дорівнює від¢ємному десятковому логарифму концентрації йонів гідрогену [H+]:

рН = –lg[H⁺]. (6.13)

По аналогії з ним було введено і гідроксильний показник рОН:

pОН = – lg[OH^–]. (6.14)

Логарифмуючи рівняння (6.11): [H⁺] × [OH^–] = 10^–14), одержимо:

lg [H⁺] + lg [OH^–] = –14.

Якщо перемножити усі члени в останньому рівнянні на –1, то:

(6.15)

або з урахуванням (6.13) і (6.14):

(6.16)

Рівняння (6.15) і (6.16) – це іонний добуток води у логарифмічному вигляді. Розглянемо можливі межі змінення водневого (pH) і гідроксильного (pOH) показників залежно від реакції середовища у розчині.

• У нейтральному середовищі концентрації йонів гідрогену і гідроксил-іонів однакові: [H⁺] = [OH^–] = 10^–7, тому водневий показник:

рН = –lg[H⁺] = –lg10^–7 = 7.

• У кислому середовищі концентрація йонів гідрогену завжди вища, ніж концентрація гідроксильних йонів: [H⁺] > [OH^–], тому

[H⁺] > 7, pН < 7.

• У лужному середовищі, навпаки, переважає концентрація гідроксильних йонів: [H⁺]<[OH^–] i тому

[H⁺]<10^–7, pH > 7.

Розчини, значення рН яких змінюється від 0 до 3, вважаються сильнокислими, а при рН=4-6 – слабкокислими. Слабколужні розчини мають рН=8-10, а сильнолужні – рН=11-14. Якщо [H⁺]>1моль/л, то рН набуває від¢ємних значень (рис.6.10). Так, при [H⁺]=2моль/л водневий показник рН= –lg2 = –0,3. Якщо [H⁺]<10^–14моль/л, рН>14, наприклад, при концентрації йонів гідрогену [H⁺] = 0,5×10^–14моль/л, водневий показник рН = 14,3.

Рисунок 6.10 – Зв'язок між кислотністю середовища и величиною рН

Точне значення рН розчинів можна розрахувати або експериментально визначити за допомогою спеціальних електрохімічних методів. Однак для наближеного знаходження величини рН користуються індикаторами (від лат.слова indicator – той, хто вказує).

Індикатор – це хімічна сполука, яка дозволяє візуалізувати досягнення системою певного стану з відповідною величиною рН середовища, що виявляється у виникненні помітної ознаки (змінення забарвлення, випадіння осаду, поява люмінісценції тощо).

Існує декілька груп індикаторів, кожна з яких має своє призначення. Так, для визначення рН розчину використовують здебільшого кислотно-осн о вні індикатори – найчастіше це складні органічні кислоти чи основи, які змінюють своє забарвлення залежно від реакції середовища. Інтервал значень pH (інтервал переходу), в якому спостерігається змінення забарвлення, пов'язаний з константою диссоціації індикатору (pK) співвідношенням pH=pK±1. Для проведення аналізу індикатор вибирають таким чином, щоб інтервал переходу кольору включав те значення pH, яке розчин має у точці еквівалентності (табл. 6.1, рис. 6.11).

Таблиця 6.1 – Кислотно-осн о вні індикатори

Назва	Інтервал переходу рН	Забарвлення
у кислому середовищі	у лужному середовищі
Фенолфталеїн	8,2-10,0	Безбарвне	Малинове
Метиловий оранжевий	3,1-4,4	Рожеве	Жовте
Метиловий червоний	4,2-6,3	Червоне	Жовте
Лакмус	6,0-8,0	Червоне	Синє

Рисунок 6.11 – Змінення забарвлення деяких індикаторів залежно від рН середовища

Дата добавления: 2014-01-04