Диссоциация воды

Химически чистая вода обладает хотя и ничтожной, но измеримой электропроводностью, так как вода в незначительной степени диссоциирует на ионы. Так при комнатной температуре лишь примерно одна из 10⁸ молекул воды находится в диссоциированной форме. Процесс электролитической диссоциации воды возможен благодаря достаточно высокой полярности связей О-Н и наличию между молекулами воды системы водородных связей. Уравнение диссоциации воды записывается так:

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- ,

где H₃O⁺ - катион гидроксония водорода.

Уравнение диссоциации воды можно записать в более простой форме:

H₂O ↔ H⁺ + OH^- .

Присутствие в воде ионов водорода и гидроксида придают ей специфические свойства амфолита, т.е. способность выполнять функции слабой кислоты и слабого основания. Константа диссоциации воды при температуре 22⁰С:

, (1)

где [H⁺] и [OH^-] – равновесные концентрации в г-ион/л соответственно катионов водорода и гидроксо-анионов, а [H₂O] – равновесная концентрация воды в моль/л. Учитывая, что степень диссоциации воды чрезвычайно мала, равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды вполне можно приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее:

. (2)

Теперь выражение (1) можно записать в следующем виде:

, (3)

отсюда [H⁺] [OH^-] = (1,8 10^-16) 55,56 = 10^-14 г-ион²/л².

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов является константой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот и щелочей. Эта величина называется ионным произведением воды или константой воды. Следовательно: К_Н2О = [H⁺][OH^-] = 10^-14 г-ион²/л².

Для нейтральных сред [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 г-ион/л. В кислых средах [H⁺] > [OH^-], а в щелочных [H⁺] < [OH^-]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10^-14 г-ион²/л². Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.

1.2. Водородный показатель – рН

Для количественной характеристики реакции среды обычно приводят не концентрации водородных ионов, а применяют некоторый условный показатель, обозначаемый через рН и называемый водородным показателем. Он представляет собой отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода рН = - lg [H⁺].

Для нейтральной среды рН = -lg 10 ^-7 = 7;

для кислотной - рН < 7;

для щелочной - рН >7.

Аналогично вводится понятие гидроксильного показателя рОН = - lg [ОH^-].

рН + рОН = 14.

Определение рН имеет колоссальное значение в технике и, в частности, в строительном деле. Обычно величину рН измеряют при помощи индикаторов - веществ, способных менять свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Индикаторами являются слабые кислоты и основания, молекулы и ионы которых окрашены в разный цвет (табл. 1).

Таблица 1

Однако индикаторы дают не точное определение значения рН, поэтому современные измерения рН производятся при использовании электрохимических методов, точность которых составляет ±0,01 единицы рН.

Пример 1. Вычислить рН раствора, в котором концентрация ионов ОН^- равна 1∙10^-9 моль/л.

Решение. Из соотношения рН + рОН = 14 находим, что рН = 14 – рОН. Так как рОН = - lg [ОH^-], то рН = 14 – (-lg 10^-9) = 5.