Ионное произведение воды

Вода – очень слабый электролит, поэтому на ионы диссоциирует в незначительной степени:

Н₂О ⇄ Н⁺+ ОН^–.

Для данного равновесия на основе закона действия масс, можно записать константу равновесия – константу диссоциации воды (К_Д):

или К д × [ Н₂О] = [Н⁺] × [ ОН^–].

Обозначая К д × [Н₂О] через К В, получим:

К В= [Н⁺]× [ОН^–]

К В– называют ионным произведением воды. При 25 °С К В= 1·10^–14, тогда

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. В чистой воде при 25 ^оС

[H⁺] = [ОН^–] = 1·10^–7моль/л

Раствор, в котором концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов называют нейтральным. Если концентрация [Н⁺] > [ОН ^–], то такой раствор называют кислым. Если концентрация [Н⁺] < [ОН^–], то раствор называют щелочным.

Кислотность или щелочность раствора выражают другим более удобным способом: вместо концентраций ионов водорода [H⁺] и гидроксид-ионов используют их десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:

Соответственно,

Величина рН называется водородным показателем и для характеристики среды раствора используется чаще:

рН > 7 – среда щелочная;

рН < 7 – среда кислая;

рН ≈ 7 – среда нейтральная.

При использовании величин концентраций часто наблюдается отклонение от закона действующих масс, в основном для сильных электролитов. Поэтому вместо концентраций пользуются активностями электролита (а). Отличие активности электролита от концентрации связано с частичной или полной диссоциацией его молекул на ионы, появлением сил электростатического взаимодействия этих ионов, взаимодействием ионов с молекулами растворителя. Активность связана с концентрацией через коэффициент активности (γ):

Коэффициент активности – работа против сил, вызывающих отклонение свойств раствора от свойств идеальных растворов. Например, рН = – lg a_H+.

Установлено, что в малоконцентрированных растворахкоэффициент активности иона определяется только электростатическими взаимодействиями. Следовательно, γ зависит только от концентрации электролита и заряда иона и не зависит от природы электролита. Мерой электростатического взаимодействия является ионная сила раствора (I).

Связь коэффициента активности электролита с ионной силой раствора описывает предельный закон Дебая-Хюккеля:

,

где А – коэффициент, зависящий от температуры и диэлектрической постоянной растворителя Для воды при 298К А = 0, 509. Обычно для приближенных расчетов рассчитывают ионную силу раствора и на основании этого определяют коэффициент активности по справочным данным:

,

(8.2.10)