7. Дисоціація води. Водневий показник. Кислотно-основні індикатори

Чиста вода має дуже малу електропровідність. Так, питома електропровідність гранично чистої води, яку одержують перегонкою у вакуумі, становить 6,33·10^–6 Ом^–1·м^–1. Це означає, що вона дуже незначною мірою дисоціює на іони:

Н₂О  Н⁺ + ОН^–, Н°₂₉₈ = 57,3 кДж.

Дисоціація води супроводжується поглинанням теплоти. Цей процес є протилежним до екзотермічного процесу утворення води з іонів за реакціями нейтралізації сильних кислот сильними основами:

Н⁺ + ОН^– Н₂О, Н°₂₉₈ = –57,3 кДж.

Константа рівноваги дисоціації води має вигляд:

K_дис =

За температури 298 К вона становить 1,8·10^–16, що свідчить про те, що вода є дуже слабким електролітом, і концентрація молекул, які зазнали розщеплення на іони, дуже незначна порівняно з концентрацією недисоційованих молекул. Останню можна вважати практично сталою і такою, що дорівнює

с(H₂O) = = 1000/ 18 г/ моль* 1дм³ = 55,56 моль/дм³

Перенесемо сталі величини в рівняння константи дисоціації води в ліву частину:

К_дис[Н₂О] = [Н⁺][ОН^–].

Добуток сталих величин К_дис[Н₂О] також є сталою величиною. Отже, добуток концентрацій іонів водню та гідроксилу є величиною сталою за даної температури, її називають іонним добутком води К_в(інші позначення – K_w, К_Н2О):

К_в = [Н⁺][ОН^–].

За стандартних умов (за температури 298 К) величина іонного добутку води дорівнює

К_в = 1,8·10^–16·55,56 = 1,008·10^–14 ≈ 1·10^–14.

Оскільки дисоціація води є ендотермічним процесом, то відповідно до принципу Лe Шательє з підвищенням температури рівновага процесу дисоціації зміщується у бік утворення іонів, при цьому ступінь дисоціації та іонний добуток води К_в зростають.

За даної температури К_в є величиною сталою для чистої води та розбавлених розчинів електролітів – солей, кислот і основ. Сталість іонного добутку води означає, що збільшення у водному розчині концентрації іонів водню завжди супроводжується відповідним зменшенням концентрації гідроксид-іонів, а зростання концентрації гідроксид-іонів – зменшенням концентрації іонів водню. Наприклад, якщо до води додати невелику кількість кислоти, то концентрація іонів Н⁺ у розчині збільшиться. Це спричинить зв’язування іонами водню певної кількості гідроксид-іонів з утворенням додаткової кількості молекул води. Внаслідок цього концентрація іонів ОН^– пропорційно зменшиться, а концентрація недисоційованих молекул Н₂О зросте. Рівновага процесу дисоціації води зміститься у бік утворення молекул Н₂О, але так, що К_в залишиться сталою величиною. Оскільки К_в ≠ 0, то не може бути водного розчину, в якому концентрація іонів Н⁺ або ОН^– дорівнювала б нулю, тому в будь-якому водному розчині іони Н⁺ та ОН^– завжди містяться разом.

Сталість іонного добутку води дає змогу кількісно оцінити реакцію середовища на основі співвідношень

[H⁺] = та [OH^-] =

Якщо, наприклад, до чистої води додати стільки кислоти, щоб концентрація іонів водню збільшилася до 10^–4 моль/л, то концентрація гідроксид-іонів зменшиться, але добуток [Н⁺][ОН^–] залишиться сталим: 10^–14. Отже, в цьому розчині концентрація іонів ОН^– дорівнюватиме

Згідно з наведеними співвідношеннями, якщо відома концентрація іонів водню у водному розчині, то тим самим визначена і концентрація іонів ОН^–, тому кислотність та лужність розчинів можна кількісно схарактеризувати концентрацією іонів водню.

Оскільки добуток [Н⁺][ОН^–] = 10^–14, то для чистої води концентрації іонів Н⁺ та ОН^– однакові і становлять:

С(Н⁺)= с(OH^-)= = 10 ^-7= моль/дм³

У чистій воді (нейтральне середовище) [Н⁺] = 10^–7 моль/дм³, тому в розчинах кислот [Н⁺] > 10^–7 моль/л, а в розчинах лугів [Н⁺] < 10^–7 моль/дм³.

Для характеристики кислотності розчинів запроваджене поняття водневого показника pH. pH – це від’ємний десятковий логарифм активності іонів водню:

Для розбавлених розчинів, коли концентрація С  0, коефіцієнт активності f  1 і, відповідно, активність a  С, тому замість активності іонів водню можна використовувати їх концентрації:

pH = –lg[H⁺],

Отже, реакцію розчинів залежно від концентрації іонів водню характеризують такими значеннями pH за температури 298 К:

Кисле середовище pH < 7

Нейтральне середовище pH = 7

Лужне середовище pH > 7

Реакцію середовища можна відображати також концентрацією гідроксид-іонів – показником рОН. Тоді

pH + рОН = 14.

Для вимірювання pH розчинів використовують різні методи. Наближено реакцію середовища визначають за допомогою спеціальних реактивів – індикаторів, які змінюють свій колір залежно від концентрації водневих іонів. Перехід їх забарвлення в разі зміни pH розчину відбувається в інтервалі однієї-двох одиниць pH. Це зумовлено зміщеннями хімічної рівноваги між двома формами певного індикатора. Запишемо, наприклад, червону форму лакмусу Н–In, а синю – In^–. Тоді рівновагу між цими формами відбиватиме рівняння:

Н–In  Н⁺ + In^–

Червоний лакмус Синій лакмус

(кислотна форма) (лужна форма)

У лужних розчинах, які характеризуються малими значеннями концентрації іонів водню, ця рівновага зміщена вправо і індикатор майже повністю перетворюється на основну форму (синій лакмус). Навпаки, в кислих розчинах з високою концентрацією Н⁺ рівновага зміщена вліво, тому індикатор переходить у кислотну форму (червоний лакмус).

Кислотно-основні індикатори – це слабкі органічні кислоти або основи, які змінюють своє забарвлення в разі перетворення кислотної форми на основну і навпаки; інтервал переходу забарвлення індикаторів залежить від значень констант їх протолітичної дисоціації.

Нагромадження однієї з рівноважних форм індикатора, що супроводжується зміною його забарвлення, відбувається не при точно зафіксованому значенні pH, а поступово, в певному інтервалі зміни pH, що є недоліком індикаторів. Індикатори – складні органічні сполуки, їх недоліком також є чутливість до дії окисників та відновників, які руйнують їхні хромофорні системи (знебарвлюють) і тим самим обмежують їх використання. Крім того, індикатори непридатні для оцінки pH забарвлених розчинів.