Ионное произведение воды.

Вода хотя и весьма незначительно, но все же диссоциирует на ионы:

Вода является самым типичным амфотерным электролитом, т.е. она может действовать в равной степени и как кислота, и как основание.

Установлено, что константа ионизации воды равна:

Судя по этому значению, вода является очень слабым электролитом.

По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид – ионов в воде.

При 25˚ С она равна 1, 0· 10^{-7 моль}/_л.

Перепишем константу диссоциации воды.

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н₂О в воде практически равна общей концентрации воды, т.е. (1л содержит 1000 г воды, т.е. ). В разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать такой же.

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной t˚ произведение концентрации ионов водорода и гидроксид – ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды.

Для указанной t˚, т.е. 25˚ С в чистой воде .

Эти растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид – ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – гидроксид – ионов. Но какой бы ни была реакция раствора, произведение остается постоянным. Это значит, что если концентрация ионов водорода известна, то можно вычислить концентрацию ионов гидроксида.

Поэтому степень кислотности или щелочности можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода.

Нейтральный раствор
Кислый
Щелочной раствор

Для оценки кислотности и щелочности среды удобно пользоваться не концентрацией водородных ионов, а водородным показателем рН. Он равен десятичному логарифму концентрации водородных ионов, взятому с обратным знаком.

Например, если то .

Итак:

для нейтральной среды
щелочной
кислой

Чем выше концентрация водородных ионов, тем меньше рН. Водородный показатель может быть больше 14 и может принимать отрицательные значения (в очень кислой среде). В любом водном растворе .

Водородный показатель измеряется различными методами. Сравнительно грубое, но быстрое определение рН можно произвести с помощью специальных реактивов – индикаторов, окраска которых меняется в зависимости от концентрации водородных ионов:

Точное значение рН можно определить, измерив э.д.с. гальванического элемента, имеющего электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов водорода.

Обычно используют стеклянный электрод. На практике рН измеряют потенциометрами или рН – метрами (0–14).

Буферные растворы

Очень разбавленные растворы кислот или щелочей с постоянным значением рН нельзя получить путем разбавления сильных кислот или оснований, т.к. незначительное количество СО₂ из воздуха, щелочей из стекла посуды или загрязнений в дистиллированной воде могут заметно изменить реакцию таких растворов. Однако, в лаборатории часто требуется иметь раствор с вполне определенным и постоянным значением рН. Такие растворы готовят смешиванием слабых кислот или слабых оснований с их солями.

Рассмотрим раствор, содержащий СН₃СООН и СН₃СООNa. Из уравнения константы ионизации уксусной кислоты следует:

При введении в раствор хорошо диссоциирующего CH₃COONa диссоциация кислоты подавляется. В результате этого концентрация недиссоциированных молекул СН₃СООН становится почти равной общей концентрации кислоты, а концентрация СН₃СОО равна общей концентрации соли. Тогда предыдущее уравнение можно записать:

Так как К – постоянная величина, то концентрация водородных ионов в таком растворе будет определяться отношением концентрации кислоты к концентрации соли. Разбавление этого раствора практически не изменит его рН.

Даже добавление некоторого количества сильной кислоты не повлияет заметно на рН такого раствора, т.к. введенные ионы Н⁺ свяжутся с анионом в недиссоциирующие молекулы слабой кислоты. Почти не изменится рН и при добавлении щелочи.

Растворы слабой кислоты и её соли (или слабого основания и его соли), концентрация водородных ионов в которых почти не меняется при введении в них сильной кислоты или сильного основания, называются буферными растворами. Они играют большую роль в регулировании жизненных процессов в организмах животных и растений, широко применяется в лабораторной практике.

Примерами буферных систем могут служить аммиачные растворы (NH₄OH+NH₄Cl) и ацетатные растворы (СН₃СООН+СH₃COONa) и др. + смеси солей разной кислотности: NaH₂PO₄+Na₂HPO₄ (5, 3–8) NaHCO₃+Na₂CO₃ и т.п. В этом случае кислый анион заменяет слабую кислоту. К примеру, рН последнего раствора можно рассчитать, используя формулу

в которой и

Если взять одинаковые количества кислоты и соли, то и тогда рН=рК_{д.к .}

В рассматриваемом случае используется значение константы диссоциации Н₂СО₃ по второй ступени, откуда рН = р(4, 8· 10^-11) = 10, 32.

Следовательно, карбонатный буферный раствор создает щелочную среду.

В сельском хозяйстве рН характеризует кислотность почв, засухо и морозоустойчивость растений и т.д.

рН природных вод является важным экологическим, гидрохимическим, гидрогеологическим показателем.

Величина рН используется для контроля и автомат. регулирования производства в гидрометаллургии, нефтяной, химической, бумажной, пищевой и др. областях промышленности.