7.Дисоціація води

Вода є слабким електролітом,  = 1,8 10^–9. Однією з причин такої незначної дисоціаці є те, що цій процес пригнічується дією водневих звязків.

Дисоціацію води можна записати у вигляді рівнянь:

Н₂О  Н⁺ + ОН^– (1)

Реакції цього типу звуться реакціями автоіонізації, або автопротолізу. В них одна молекула води грає роль кислоти (відщеплює протон), друга  роль основи (приєднує протон). Гідратований протон Н₃О⁺ називається іоном гідроксонію. Утворення при дисоціації води катіонів Н₃О⁺ і аніонів ОН^– свідчить про амфотерну природу води.

Для спрощення і зручності запису найчастіше використовують рівняння (1). Для цього рівняння К_дис = [H⁺] [OH^–] / [H₂O].

С_М(Н₂О) = 1000:18 = 55,56 моль/л; [H⁺] = [OH^–] = C_M = 55,56·1,810^–9 = 10^–7 моль/л.

В цьому рівнянні  дуже мала, [H₂O] = const;

К_дис [H₂O] = [Н⁺]]OH^–] = 10^–14 = K_w  іонний добуток води.

К_w є сталою величиною і залежить тільки від температури.

Розчини, у яких концентрація йонів водню і гідроксид-іонів однакові називаються нейтральними розчинами. У кислих розчинах концентрація йонів водню більше, ніж гідроксид-іонів, у лужних  навпаки. Проте, якими б не були ці концентрації, їх добуток лишається сталою величиною. Це дає змогу обчислювати одну з концентрацій, якщо друга відома:

[H⁺] = 10^–14 / [OH^–]; [OH^–] = 10^–14 / [H⁺].

8.Водневий показник

Записувати концентрації йонів Н⁺ або ОН^– через відʼємний ступінь не зовсім зручно. Тому у 1909 році датський біохімік С.Серенсен запропонував характеризувати їх величиною водневого показника рН, який визначається за формулою

рН = − lg [H⁺].

Оскільки концентрація йонів водню може змінюватися у межах іонного добутку, то рН змінюється в межах від нуля до чотирнадцяти. У нейтральному розчині рН = 7. У кислому рН < 7, у лужному рН > 7.

Розчини, значення рН яких перебувають в інтервалі від 0 до 3 належать до сильнокислих, від 4 до 6 – до слабкокислих; слабколужні розчини мають рН 8…10, сильнолужні  рН = 11...14.

Для вимірювання рН існують різні методи. Приблизно реакцію розчину можна визначити за допомогою спеціальних реактивів, які називаються індикаторами, або просоченими ними папірцями (метилоранж, метилрот, фенолфталеїн, лакмус, універсальні лакмусові паперці). Більш точніше рН вимірюють пристроями  рНметрами.

Приклад 4. Визначити рН розчину, якщо концентрація йонів водню у розчині дорівнює 4·10⁻³ моль/л.

Розв’язання:

рН = −lg[H⁺] = −lg(4·10⁻³) = −lg4· − lg10⁻³ = −0,6 + 3 = 2,4.

Відповідь: рН розчину дорівнює 2,4.

Приклад 5. Визначити концентрацію гідроксид-іонів у розчині з рН = 10,8.

Розв’язання:

1. рОН – ?

рН + рОН = 14; рОН = 14 − 10,80 = 3,2.

2. концентрація гідроксид-іонів – ?

рОН = −lg[ОH⁻]; −lg[ОH⁻] = 3,2;

За таблицею логарифмів знаходимо, що [ОH⁻] = 6,31·10⁻⁴ моль/л.

Відповідь: концентрація гідроксид-іонів дорівнює 6,31·10⁻⁴ моль/л.

Приклад 6. Визначити рН 0,17 н. розчину СН₃СООН, константа дисоціації якої дорівнює 1,75·10⁻⁵.

Розв’язання:

1. α − ?

Для слабких електролітів α = ; α = = = 10⁻².

2. [Н⁺] −?

СН₃СООН ↔ СН₃СОО⁻ + Н⁺;

[Н⁺] = αС_М(СН₃СООН); С_М(СН₃СООН) = С_н(СН₃СООН) = 0,17 М.

[H⁺] = 0,17·10⁻² = 0,17·10⁻² моль/л.

3. рН − ?

рН = −lg[H⁺] = −lg 0,17·10⁻² = 2,77.

Відповідь: рН розчину дорівнює 2,77.

Приклад 7. Визначити рН 0,01 М розчину гідроксиду амонію, якщо K_д = 1,77·10⁻⁵.

Розвʼязання:

1. (NH₄OH) − ?

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH⁻; [OH⁻] = С_М n , де С_М − молярна концентрація електроліту,

 – ступінь дисоціації, n – кількість іонів даного виду, отриманих при дисоціації (у даному випадку n =1).

 = ,  = = = 0,042.

2. [OH⁻] − ?

[OH⁻] =10⁻²·0,042·1 = 0,42 ·10⁻³ моль/л,

3. pH − ?

pOH = −lg [OH⁻] = 3,7; pH + pOH = 14; pH = 14 – 3,7 = 10,3.

Відповідь: рН = 10,3