Водневий показник рН

Вода є досить слабким електролітом. Спрощена схема дисоціації молекул

води, якою часто користуються, має вигляд:

Н₂О Н⁺ + ОН^-.

Іон гідрогену Н⁺ не може окремо існувати у водному розчині, оскільки він сильно гідратований – взаємодіє з молекулами води з утворенням іонів гідроксонію Н₃О⁺. Тому рівняння дисоціації води можна записати таким чином:

2Н₂О Н₃О⁺ + ОН^-.

Тоді вираз для константи дисоціації води має вигляд:

.

Причому, у чисельнику – добуток рівноважних концентрацій іонів, а у знаменнику – рівноважна концентрація води. Оскільки вода дисоціює досить погано, вважають, що її рівноважна концентрація [H₂O] практично не відрізняється від початкової молярної концентрації C(H₂O), яку можна визначити таким чином:

Отже, C (H₂O)» [H₂O] = 55, 56 моль/л.

Кондуктометрично (методом вимірювання електропровідності) було визначено ступінь дисоціації води при 298, 15 К ( = 1, 8 × 10^-9).

Тоді константа дисоціації води при 298, 15 К

= a² С;

= (1, 8 × 10^-9)² × 55, 56 = 1, 8 × 10^-16 (моль/л),

а йонний добуток води (константа автоіонізації води) при 298, 15 К:

= [Н⁺][ОН^-] = [Н₂О];

= 1, 8 × 10^-16 × 55, 56 = 1, 0 × 10^-14 (моль²/л²)

Отже,

= [Н⁺][ОН^-] = 1, 0 × 10^-14 ( моль²/л²). (15.4)

Згідно з формулою (15.4), у чистій воді чи в будь-якому водному розчині при постійній температурі добуток концентрацій іонів гідрогену Н⁺ та гідроксильних іонів ОН^- є сталою величиною, яку називають іонним добутком води.

Знаючи , можна визначити рівноважні молярні концентрації гідроксильних іонів та іонів гідрогену за формулами:

[ОН^-] = ; (15.5)

[Н⁺] = . (15.6)

Зазначимо, що процес дисоціації води є ендотермічним, тобто відбувається з

поглинанням теплоти (D H ⁰_дис = 57, 3 кДж/моль). Іонний добуток води (константа автоіонізації води) залежить від температури: з підвищенням температури він трохи збільшується. Однак при температурах, близьких до кімнатної, можна вважати = 1, 0 × 10^-14 моль²/л².

У нейтральному середовищі концентрації іонів Н⁺ і ОН^- однакові, тобто [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л. У кислих розчинах [Н⁺] > [ОН^-], тоді як у лужних [Н⁺] < [ОН^-]. Тому кислотність та лужність розчину кількісно можна характеризувати концентрацією одного з цих іонів.

Для характеристики кислотності середовища датський біохімік С. Серен-сен (1909 р.) запропонував використовувати водневий показник рН, який дорівнює десятковому логарифму концентрації іонів гідрогену, взятому з протилежним знаком:

рН = -lg[H⁺] (15.7)

Тоді

[Н⁺] = 10^-рН. (15.8)

Аналогічно гідроксильний показник рОН визначають за формулою,

рОН = -lg[ОH^-]; (15.9)

[ОН^-] = 10^-рОН (15.10)

Для розбавлених розчинів при температурі близько 20…25 °С виконується умова:

рН + рОН = 14. (15.11)

Для точних вимірювань рН розчинів зазвичай використовують рН-метри.