Автопротоліз води. Константа автопротоліза

Вода як слабкий електроліт в малому ступені піддається іонізації: H2O ↔ H + + OH-. Іони у водному розчині піддаються гідратації (aq.) Для води характерна Протолітична амфотерность. Реакція самоіонізаціі (автопротоліза) води, в ході якої протон від однієї молекули води (кислоти) переходить до іншої молекули води (основи) описується рівнянням: H2O + H2O ↔ H3O + + OH-. Так як вода знаходиться в розчині у великому надлишку і в малому ступені піддається іонізації, то можна відзначити, що її концентрація величина постійна і дорівнює 55,6 моль (1000 г: 18 г / моль = 56 моль) в літрі води.

Отже, твір Кі (Н2О) і концентрації води рівні 1,8 • 10-16 моль / л • 55,6 моль / л = 10-14 моль2 / л2. Таким чином, [H +] [OH-] = 10-14 (при 25 ° С) є постійною величиною, позначається Kw і називається константою автопротоліза води. Іноді використовують застаріле назва – іонний добуток води. Використовуючи це значення, можна розрахувати концентрації іонів гідроксонію і гідроксид-іонів у чистій воді.

Отже, у чистій воді або будь-якому водному розчині при постійній температурі добуток концентрацій катіонів водню і гідроксид-іонів є величина постійна, звана константою автопротоліза або іонним добутком води.

Іонний добуток води величина важлива і дозволяє для будь-якого водного розчину визначити концентрацію іонів водню при відомій концентрації гідроксид-іонів і навпаки.

Наприклад, якщо [H +] = 10-5 моль / л, то [OH-] = 10-14 / 10-5 = = 10-9 моль / л.

Розчини, в яких концентрація іонів водню і гідроксид-іонів однакова – називають нейтральними розчинами [H +] = [OH-] = = 10-7 моль / л. У кислих розчинах [H +]> [OH-], [H +]> 10-7моль / л, а в лужних [OH-]> [H +], [OH-]> 10-7 моль / л. Зручно користуватися не абсолютними величинами K (H2O), [H +] і [OH-], а їх негативним десятковим логарифмом. Позначають рК (Н2О), pH і рОН. Прологаріфміровав і змінивши знаки в рівнянні, отримаємо: pH + + рОН = 14. Якщо pH = 3, то рОН = 14 – 3 = 11. pH і рОН однозначно тісно пов’язані між собою. Для спрощення за основу беруть водневий показник pH – десятковий логарифм концентрації водневих іонів, узятий з оберненим знаком: pH = -lg [H +].

Середа нейтральна при pH = 7, середовище кисле при pH <7, а при pH> 7 – середовище лужне.

У розчинах розрізняють загальну, активну і потенційну кислотність, які позначають: [H +] заг, [H +] акт, [H +] піт і виражають у моль / л. Загальна кислотність – це концентрація всіх катіонів водню (вільних і зв’язаних), наявних у розчині за даних умов. Визначають загальну кислотність методом нейтралізації розчину. Активна кислотність – це концентрація вільних катіонів водню, наявних в розчині. Мірою активної кислотності є значення pH розчину. Потенційна (резервна) кислотність вимірюється кількістю катіонів водню, пов’язаних в молекулах слабких кислот в розчині. Вона дорівнює різниці між загальною і активної кислотності: [H +] піт = [H +] заг – [H +] акт.

Посилання на основну публікацію