Наближені значення коефіцієнтів активності різно заряджених йонів у водному середовищі.

Наближені значення коефіцієнтів активності різно заряджених йонів у водному середовищі.

Йонна сила розчину, І

Коефіцієнт активності

Однозарядні йони

Двозарядні йони

Тризарядні йони

1,00

1,00

1,00

0,001

0,97

0,87

0,73

0,002

0,95

0,82

0,64

0,005

0,93

0,74

0,51

0,01

0,90

0,66

0,39

0,05

0,81

0,44

0,15

0,1

0,76

0,33

0,08

 

Йонна сила розчину – це величина, яка характеризує силу електростатичної взаємодії йонів у розчині електроліту. Вона не залежить від природи електроліту, а визначається концентрацією йонів і їх зарядом і дорівнює півсумі добутків концентрацій всіх йонів на квадрат їх валентностей:

,     (3.52)

де С₁, С₂, С₃ – молярні концентрації різних йонів в розчині; z₁, z₂, z₃ – заряди відповідних йонів.

При визначенні йонної сили необхідно користуватися істинною йонною концентрацією. У випадку слабкого електроліту ця величина одержується шляхом множення його концентрації на ступінь дисоціації. Йонна сила розчину недисоційованих молекул приймається рівною нулю. Про фізичний зміст йонної сили див. §13.

§10. Дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий і гідроксильний показники.

Виступаючи як універсальний розчинник, вода є основою рідин живої природи. Організм тварини містить 65,9% води, жива клітина – 85%.

За теорією Бренстеда, вода є амфолітом:

Н₂О ⇄ Н⁺+ОН^– та Н₂О+Н⁺ ⇄ Н₃О⁺.

Така реакція називається автопротолізом води:

Н₂О+Н₂О ⇄ Н₃О⁺+ОН^–, або 2Н₂О ⇄ Н₃О⁺+ОН^–.

Кількісно автопротоліз води характеризується йонним добутком води. Константа рівноваги при 298К:

; К = 3,24·10^–18.      (3.53)

Оскільки ступінь електролітичної дисоціації води дуже низький (дисоціює 1 на 550 млн. молекул), то можна вважати її концентрацію постійною і рівною масі 1 л води при 25ºС (998,07 г), поділеного на її молярну масу:

 кмоль/м³.

Виходячи з (3.53):

= [Н₃О⁺][ОН^–]= (55,35)²´3,24·10^–18 (кмоль/м³)² =1,00·10^–14 (кмоль/м³)² = К_w,     (3.54)

де К_w – йонний добуток води. Згідно з (3.54),

[Н₃О⁺] = [ОН^–] = 10^–7 кмоль/м³.

Якщо водний розчин має нейтральну реакцію, то це означає, що у ньому концентрації Н₃О⁺ і гідроксид-йонів є однакові і рівні [Н₃О⁺] = [ОН^–] = 10^–7 (при 298 K).

У кислих розчинах [Н₃О⁺]>10^–7 кмоль/м³, у лужних [Н₃О⁺]<10^–7 кмоль/м³.

  Розрахунок концентрації гідроген-йонів Н₃О⁺ і гідроксил-йонів за допомогою йонного добутку води проводять, виходячи з постійного значення:

К_w = [Н₃О⁺][ОН^–] = 1,00·10^–14 (кмоль/м³)².     (3.55)

При будь-яких змінах молярних концентрацій гідроген-йонів[Н₃О⁺] і гідроксид-йонів добуток їх концентрацій при постійній температурі залишається незмінним.

Наприклад, якщо до чистої води додати HCl, концентрація якої рівна 0,001 М, то відповідно до (3.40):

 кмоль/м³.     (3.56)

Якщо до чистої води додати лугу, з концентрацією 0,02 М, то концентрація йонів Н₃О⁺ становитиме:

 кмоль/м³.

Слід зазначити, що характеризувати кислотність або основність розчину числами з від’ємними показниками ступеня незручно. Тому кислотність розчинів виражають не концентрацією йонів [Н₃О⁺], а її від’ємним десятковим логарифмом. Цю величину називають водневим показником йонів Гідрогену і позначають через рН: рН = –lg[H₃O⁺].

Показник рН вперше був запропонований як міра середовища С.Зеренсеном у 1909 р. Визначається загальною формулою:

.     (3.57)

Аналогічно рОН – це від’ємний десятковий логарифм активності йонів ОН^–:

.      (3.58)

Оскільки активності йонів у чистій воді приблизно дорівнюють їх концентраціям, то р-форма (3.55) має вигляд:

–lgК_w = –lg[Н₃О⁺]+(–lg[ОН^–]) = –lg(1·10^–14);

рК_w = рН+рОН = 14.     (3.59)

Рівняння (3.44) дає змогу розрахувати значення рН, якщо відома одна з величин. Наприклад, концентрація йонів [Н₃O⁺] становить 10^–6 кмоль/м³, то

рН = –lg[Н₃O⁺] = –lg10^–6 = 6.

Залежність між [Н₃O⁺], величиною рН і характером середовища ілюструє схема:

 

Залежність між концентрацією Гідроген-йонів і рН середовища.

[H₃О⁺]

10⁰

10^–1

10^–2

10^–3

10^–4

10^–5

10^–6

10^–7

10^–8

10^–9

10^–10

10^–11

10^–12

10^–13

10^–14