Электролитическая диссоциация воды.

Водородный показатель

Тщательно очищенная химически чистая вода имеет весьма незначительную электропроводность, которая объясняется наличием ионов, способных переносить электричество. Вода характеризуется ионной проводимостью. Процесс диссоциации воды протекает в две стадии:

1) Образование водородных и гидроксид - ионов:

 

H₂O H⁺ + OH^-

2) Гидратация водородного иона с образованием гидроксоний - иона:

 

H⁺ + H₂O OH₃⁺

Первая стадия этого процесса эндотермична, а вторая сильно экзотермична, поэтому практически все ионы водорода гидратированы и электролитическую диссоциацию воды сле-

 

дует изображать следующим уравнением:

 

2 H₂O OH₃⁺+ OH^-

Возможно присоединение и большего числа молекул воды к H⁺, поэтому пользуются упрощенной формулой.

При 22⁰ С степень электролитической диссоциации воды равна 1,8 ∙ 10^-9, т.е. из 555 000 000 молекул воды диссоциирует только одна. Следовательно, вода является очень слабым электролитом и для описания процесса её электролитической диссоциации применим закон действия масс.

 

или или ,

где - константа диссоциации воды. Активности могут быть заменены их концентрациями

 

[OH₃⁺] [OH^-] = [H₂O]²

Т.к. практически [H₂O] = const, то окончательно имеем [OH₃⁺] [OH^-] = K

Постоянная K называется ионным произведением воды. Можно рассчитать эту величину для 22 ⁰С. В 1 л воды, массой которого можно принять равной 1000 г, находится молей воды.

Следовательно, концентрация гидроксоний - ионов и гидроксид - ионов в воде равна

 

[OH₃⁺] = [OH^-] = 55,5∙ 1,8∙ 10^-9 = 1∙ 10^-7 г-ион/л

Отсюда значение ионного произведения воды будет

 

[OH₃⁺] [OH^-]=10^-7 ∙ 10^-7=10^-14 при 22 ⁰С.

Эта величина возрастает с повышением температуры.

Водородный показатель. В зависимости от содержания в водных растворах электролитов ионов OH₃⁺ и OH^- различают кислую, нейтральную и щелочную среды.

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы OH₃⁺ или упрощенно H⁺ являются носителями кислотных свойств, а ионы OH^- - носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда [H⁺] = [OH^-] = ; кислым, когда [OH^-] < [H⁺]; и щелочным, когда [OH^-] > [H⁺].

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр - водородный показатель или рН. Водородным показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности (концентрации) водородных ионов в растворе: рН = -lg a_н или рН = - lg [H⁺]

Водородный показатель определяет характер реакции раствора:

Нейтральная среда [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 г-ион/л рН = 7

Кислая среда [H⁺] > [OH^-] > 10^-7 г-ион/л рН < 7

Щелочная среда [H⁺] < [OH^-] < 10^-7 г-ион/л рН > 7

Величина рН имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H⁺ и OH^- непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина рН может служить критерием силы кислоты или основания. В ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации активность ионов H⁺ будет выше (величина рН ниже). Так, рН 0,1 м растворов уксусной и соляной кислот будут 2,87 и 1,088 соответственно. Для оснований подобная зависимость носит обратный характер.

В виду большого практического применения рН растворов в настоящее время разработаны различные способы опре-

деления водородного показателя. С помощью растворов индикаторов, индикаторной бумаги и более точные - инструментальные с помощью рН - литров.

Индикаторами называются вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от концентрации водородных ионов или гидроксид - ионов.

По химической природе индикаторы являются или слабыми кислотами или слабыми основаниями. В качестве индикаторов применяют такие соединении, у которых молекулы или ионы имеют различную окраску.

Например, кислотный индикатор. Диссоциация кислотного индикатора HInd может быть представлена следующей схемой:

 

HInd H⁺+Ind^-

^{окраска 1 окраска 2}

К_HInd=

С увеличением кислотности раствора (повышением [H⁺]) равновесие смещается влево, т.е. наблюдается переход окраски 2 в сторону образования окраски 1. Очевидно, чем резче отличаются эти окраски между собой и чем чувствительнее отзывается равновесие на изменение концентрации [H⁺], тем выше и чувствительность индикатора. Для каждого индикатора существует определенная область (интервал рН) перехода окраски (табл.1), которой может быть замечен визуально или с помощью приборов (колориметрический анализ).

 

Таблица 8

 

Индикаторы и интервалы рН перехода окраски.

 

Индикатор	Характер индикатора	Значение рН области перехода окраски	Окраска
Метиловый оранжевый (метилоранж) Лакмус фенолфталеин	при малых рН	при больших рН
основной кислотный щелочной	3,1 - 4,4 6 - 8 8,3 - 9,8	красная красная бесцветная	желтая синяя малиновая