Дисоціація води. Водневий показник

Ступінь дисоціації — це відношення кількості молекул електроліту, що розпалися на йони (n), до загальної кількості розчинених молекул (N).

α = (кількість молекул речовини, що розпалися на йони) / (загальна кількість молекул речовини) або α = n / N.

Ступінь дисоціації електроліту виражається в частках одиниці або у відсотках. Якщо α → 0% (або до 0), дисоціація практично відсутня, а якщо α → 100% (або до 1), то практично всі молекули електроліту розпадаються на йони. Якщо α = 74%, то це показує, що зі 100 молекул даного електроліту 74 розпалися на йони, а 100 – 74 = 26 молекул не розпалися.

Різні електроліти мають різний ступінь дисоціації. Ступінь дисоціації залежить від концентрації розчину і температури. При розведенні розчину і підвищенні температури ступінь дисоціації збільшується, оскільки дисоціація електроліту проходить більш повно. За ступенем дисоціації електроліти поділяють на сильні, середні і слабкі. Якщо α більше 30%, такі електроліти називають сильними. Сильні електроліти при розчиненні у воді повністю дисоціюють на йони. До сильних електролітів належать: більшість солей, багато мінеральних кислот (Н₂SO₄, НNО₃, НСl), луги. Якщо α менше 30%, але більше 3%, такі електроліти називаються середніми. Середні електроліти при розчиненні у воді не повністю дисоціюють на йони. До середніх електролітів належать деякі мінеральні кислоти (Н₃РО₄, НF). Якщо α менше 3%, такі електроліти називаються слабкими. Слабкі електроліти при розчиненні у воді лише частково дисоціюють на йони. До слабких електролітів належить більшість органічних кислот, деякі мінеральні кислоти (НСlO, НСN), ряд основ, у т.ч. NH₄ОН. Вода також є слабким електролітом.

Вода як слабкий електроліт незначною мірою дисоціює на йони Н⁺ і ОНֿ, що перебувають у рівновазі з недисоційованими молекулами:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОНֿ.

Концентрацію йонів звичайно виражають у молях йонів в 1 л. Як видно з рівняння дисоціації води, у ній величини [Н⁺] і [ОНֿ] однакові. Експериментально встановлено, що в одному літрі води при кімнатній температурі (22º С) дисоціації піддається лише 10^-⁷ мольводи і при цьому утворюється 10^-⁷ моль/лйонів Н⁺ і 10^-⁷ моль/л йонів ОНֿ.

Добуток концентрації йонів Гідрогену і гідроксид-іонів у воді називається йонним добутком води (позначається К_В). При певній температурі К_В – величина стала, чисельно дорівнює при 22º С 10^-14:

К_В= [Н⁺] [ОНֿ] = 10^-⁷ · 10^-⁷ = 10^-¹⁴.

Сталість добутку [Н⁺] [ОНֿ] означає, що в будь-якому водному розчині ні концентрація йонів Гідрогену, ні концентрація гідроксид-іонів не може дорівнювати нулю. Іншими словами, будь-який водний розчин кислоти, основи або солі містить як Н⁺, так і ОНֿ – іони. Дійсно, для чистої води [Н⁺] = [ОНֿ] = 10^-⁷ моль/л. Якщо у воду добавити кислоту, то [Н⁺] стане більшою, ніж 10^-⁷, а [ОНֿ] – меншою, ніж 10^-⁷ моль/л. І навпаки, якщо у воду добавити луг, то [Н⁺] стане меншою, ніж 10^-⁷, а [ОНֿ] – більшою, ніж 10^-⁷ моль/л.

Із сталості добутку [Н⁺] [ОНֿ] випливає, що при збільшенні концентрації одного з йонів води відповідно зменшується концентрація іншого йона. Це дозволяє обчислити концентрацію Н⁺– іонів, якщо відома концентрація ОНֿ– іонів, і навпаки. Наприклад, якщо у водному розчині [Н⁺] = 10^-³моль/л, то [ОНֿ] визначатиметься так:

[ОНֿ] = К_В / [Н+] = 10^-¹⁴ / 10^-³ = 10^-¹¹ моль/л.

Отже, кислотність і основність розчину можна виражати через концентрацію або йонів Н⁺, або йонів ОНֿ. На практиці користуються першим способом. Тоді для нейтрального розчину [Н⁺] = 10^-⁷, для кислого [Н⁺] > 10^-⁷, для лужного [Н⁺] < 10^-⁷ моль/л.

Щоб уникнути незручностей, зв’язаних із застосуванням чисел з від’ємними показниками ступеня, концентрацію йонів Гідрогену прийнято виражати через водневий показник, що позначається символом рН (читається «пе-аш»).

Водневим показником рН називається десятковий логарифм концентрації йонів Гідрогену, взятий з протилежним знаком:

рН = – lg [Н⁺]

або

[Н⁺] = 10^–^рН,

де [Н⁺] – концентрація йонів Гідрогену, моль/л.

Поняття «водневий показник» було введене датським хіміком Серенсеном у 1909 р.: буква «р» – початкова буква датського слова роtеnz – математичний ступінь, буква «Н» – символ Гідрогену.

За допомогою рН реакція розчинів характеризується так: нейтральна – рН = 7, кисла – рН < 7, лужна – рН > 7. Наочно реакцію розчинів можна виразити схематично у вигляді шкали рН.

З усього цього можна зробити висновок, що, чим менший рН, тим більша концентрація йонів Н⁺, тобто вища кислотність середовища; і навпаки, чим більший рН, тим менша концентрація йонів Н⁺, тобто вища основність середовища.

Наведемо значення рН деяких найбільш відомих розчинів і зазначимо відповідну їм реакцію середовища: шлунковий сік – рН = 1,7 (сильнокисла реакція), торф’яна вода – рН = 4 (слабкокисла), дощова вода – рН = 6 (слабкокисла), водопровідна вода – рН = 7,5 (слабколужна), кров – рН = 7,4 (слабколужна), слина – рН = 6,9 (слабкокисла), сльози – рН = 7 (нейтральна).

Винятково велика роль рН у найрізноманітніших явищах і процесах – і в природі, і в техніці. Багато виробничих процесів у хімічній, харчовій, текстильній та інших галузях промисловості відбуваються лише при певній реакції середовища.

Приблизне визначення рН у водних розчинах проводять за допомогою хімічних індикаторів, які змінюють свій колір у певному інтервалі значень рН.

Читайте також:

<== попередня сторінка	\|	наступна сторінка ==>
Електролітична дисоціація (йонізація) — це розпад електролітів на сольватовані (гідратовані) йони під дією молекул розчинника.	\|	Гідроліз солей

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

Генерація сторінки за: 0.006 сек.