Химически чистая вода является чрезвычайно слабым электролитом, но очень незначительная часть молекул Н2О все-таки подвергается электролитической диссоциации:
Н2О?Н+ + ОН–.
Малый по размеру катион Н+ в воде изолированно существовать не может и моментально гидратируется молекулой воды, превращаясь в ион гидроксония H3O+ (рис. 9.8):
Н+ + Н2О H3O+,
или H2O + H2O H3O+ + OH–.
Реакция, отвечающая уравнению 2Н2О?Н3О+ + ОН–, называется автопротолизом воды, в процессе которого одна молекула воды отщепляет ион Н+ (протон) и играет роль кислоты, а вторая, присоединяющая протон с образованием иона гидроксония Н3О+, который играет роль основания.
Рисунок 9.8 – Схема автопротолиза воды
Для удобства при записи диссоциации воды обычно пользуются упрощенным уравнением:
Н2О?Н+ + ОН–.
Экспериментально установлено, что при температуре 220С степень диссоциации воды очень мала:aН2О = 1,8?10–9. А это значит, что на ионы распадается только одна молекула Н2О из приблизительно 1 800 000 000 молекул воды. Значит, вода является слабым электролитом, подчиняется закону действующих масс, поэтому можно записать выражение константы диссоциации:
или
Здесь квадратные скобки обозначают молярную концентрацию. Было рассчитано, что при 22оС левая часть последнего уравнения равна K·[H2O] = 10–14. Произведение концентраций ионов ([H+]?[OH–]) получило название ионного произведения воды КН2О:
КН2О = [H+]?[OH–] = 10–14.
Для воды и разбавленных водных растворов при постоянной температуре ионное произведение воды, равное произведению концентраций ионов водорода H+ и гидроксильных ионов OH–, является величиной постоянной.
Водные растворы кислот и оснований имеют такое же значение КН2О при 220С. Поэтому можно вычислить концентрацию [Н+] или [OH–], если одна из этих величин известна:
и
Но вести расчеты концентраций [H+] и [OH–] с отрицательным показателем степени не совсем удобно, поэтому используется другая величина – водородный показатель, который обозначается символом рН.
Водородный показатель рН – это величина, характеризующая кислотность среды раствора и равная отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода [H+]:
рН = –lg[H+].
По аналогии с рН был введен и гидроксильный показатель рОН: pОН = –lg[OH–].
Логарифмирование уравнения ([H+]?[OH–]=10–14) дает выражение
lg[H+] + lg[OH–] = –14,
перемножив все члены которого на –1, получим:
-lg[H+] - lg[OH–] = 14 или pH + pOH = 14.
Эти уравнения представляют собой логарифмическую форму ионного произведения воды.
Рассмотрим возможные границы изменения водородного показателя (рН) в зависимости от реакции среды раствора.
В нейтральной среде концентрации водородных и гидроксильных ионов равны между собой [H+] = [OH–] = 10–7, поэтому водородный показатель
рН = –lg[H+] = –lg10–7 = 7.
В кислой среде концентрация водородных ионов больше концентрации гидроксильных ионов [H+] > [OH–], поэтому
[H+] > 10–7, pH < 7.
В щелочной среде концентрация гидроксильных ионов больше, чем водородных [H+] < [OH–], поэтому
[H+] < 10–7, pH > 7.
Растворы, значение рН которых изменяется от 0 до 3, считаются сильнокислыми, а при рН = 4-6 – слабокислыми (рис. 9.9). Для слабощелочных растворов рН колеблется в интервале 8-10, а для сильнощелочных – 11-14.
Рисунок 9.9 – Связь между кислотностью среды и значениями рН
Величина pH сильно влияет на особенности химических реакций, протекающих и в производственных процессах, и в живых организмах. Все обитатели природных вод и почв адаптированы к определенному водородному показателю и при резком его изменении погибают. Большинство живых организмов могут существовать лишь в средах, близких к нейтральным. Это объясняется тем, что под действием ионов H+ и OH– многие белки изменяют свою конфигурацию и заряд. А в сильнокислой и сильнощелочной средах рвётся пептидная связь, соединяющая отдельные аминокислотные остатки в длинные белковые цепи, что приводит к химическим ожогам кожи. Все живые организмы вынуждены поддерживать во внутриклеточных жидкостях определённое значение рН. От величины водородного показателя почвенного раствора зависит урожайность различных культурных растений. Например, на кислых почвах с pH = 5 – 5,5 не развиваются проростки ячменя, но хорошо развивается картофель.
Точное значение рН раствора можно рассчитать или определить экспериментально при помощи специальных методов. Для приблизительного нахождения рН можно воспользоваться индикаторами (от лат. indicator – указатель).
Индикатор – это химическое соединение, которое позволяет увидеть изменения рН в системе по легко заметному признаку (изменение цвета, образование осадка, появление опалесценции и т. п.).
Для определения рН раствора используют кислотно-основные индикаторы. Чаще всего это органические кислоты и основания, которые изменяют свое окрашивание в зависимости от кислотности среды. Интервал значений pH, в котором происходит изменение окраски индикатора, называется интервалом перехода (табл. 9.1, рис. 9.10).
Таблица 9.1 – Кислотно-основные индикаторы
Название
Интервал перехода pH
Окрашивание
в кислой среде
в щелочной среде
Фенолфталеин
8,2 – 10,0
бесцветное
малиновое
Метиловый оранжевый
3,1 – 4,4
розовое
желтое
Метиловый красный
4,2 – 6,3
красное
желтое
Лакмус
6,0 – 8,0
красное
синее
Рисунок 9.10 – Изменение цвета некоторых индикаторов в зависимости от рН среды
Пример 9.3. Рассчитайте величину рН раствора, в 500 мл которого содержится 2 г NaOH.
Решение. Гидроксид натрия относится к сильным электролитам, полностью диссоциирующим в разбавленных растворах по схеме
NaOH Na+ + OH–.
Поэтому концентрация ионов ОН– равна молярной концентрации NaOH:
Водородный показатель характеризует реакцию среды раствора (или: кислотность среды).
В кислых растворах [Н+] > [ОН–], в щелочных– [Н+] < [ОН–], а в нейтральных [Н+] = [ОН–].
В кислых растворах рН < 7, в щелочных – рН > 7, а в нейтральных рН ? 7.
Реакцию среды раствора (кислотность среды) можно определить с помощью индикаторов.
Контрольные вопросы
Дайте определение таким понятиям: автопротолиз воды, ионное произведение воды, водородный и гидроксильный показатели, индикаторы, интервал перехода индикатора.
Чему равно ионное произведение воды?
Приведите логарифмическую форму ионного произведения воды.
Как рассчитать концентрацию ионов ОН– в водном растворе, если известна концентрация [Н+]?
В каких интервалах изменяются [Н+] и [ОН–] в кислых и щелочных растворах?
Задания для самостоятельной работы
Выберите правильный ответ (один или несколько):
Если к раствору щелочи прилить избыток кислоты, то рН может измениться следующим образом:
а) от 9 до 5; б) от 7 до 5; в) от 7 до 8; г) от 3 до 8.
Чему равна концентрация ионов Н+ (моль/л) в 0,01М растворе хлороводородной (соляной) кислоты при полной ее диссоциации:
а) 2; б) 2?10–2; в) 2?10–1; г) 1?10–2?
Каково значение рН 0,01М раствора HNO3, если кислота диссоциирует полностью:
а) 1; б) 2; в) 10; г) 12?
Чему равно значение рН 0,01М раствора КОН:
а) 1; б) 2; в) 10; г) 12?
Если в растворе увеличивается концентрация ионов водорода Н+, то:
а) значение рН возрастает; б) концентрация гидроксид-ионов увеличивается; в) значение рН понижается; г) раствор становится менее кислым.
Чему равна концентрация ионов Н+ (моль/л) в растворе, имеющем рН = 5,0:
а) 1?10–1; б) 1?10–5; в) 5,0; г) 5?10–1?
Наименьшее значение рН имеет раствор с концентрацией: