Іонний добуток води — Вікіпедія

Іо́нний до́буток води́ — константа автопротолізу води, що визначається як добуток концентрацій протону H⁺ та гідроксид-іону OH^- у воді або водних розчинах.

Розрахунок значення[ред. | ред. код]

Вода має здатність до автопротолізу:

H₂O + H₂O

\rightleftarrows

H₃O⁺ + OH^-

У спрощеному вигляді даний процес розглядається як зворотна дисоціація молекул:

H₂O

\rightleftarrows

H⁺ + OH^-

Константа рівноваги для дисоціації води має вигляд

\mathrm {K_{diss}={\frac {[H^{+}][OH^{-}]}{[H_{2}O]}}}

Оскільки дисоціація є дуже незначною (наприклад, за температури 25 °C значення константи становить 1,8·10^-16 моль/л), знаменник [H₂O] приймають як недисоційовану воду, стала концентрація якої становить:

[H₂O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55,56 моль/л

Величина константи рівноваги є постійною за певної температури, тому її об'єднують з концентрацією води у величину іонний добуток води K_w (від англ. water — вода):

K_w = K_diss · [H₂O] = [H⁺][OH^-]

Значення K_w розраховують, виходячи зі значень константи дисоціації. Наприклад, при температурі 25 °C воно становить:

K_w = 1,8·10^-16 · 55,56 = 10^-14 моль²/л²

На практиці часто користуються від'ємними логарифмами значень:

-lg K_w = pK_w

Вплив на значення[ред. | ред. код]

Залежність pK_w для води та важкої води від температури^[1]
T, °C	H₂O	D₂O
0	14,938	15,972
10	14,528	15,527
20	14,163	15,132
25	13,995	14,951
30	13,836	14,779
40	13,542	14,462
50	13,275	14,176
60	13,034	13,918
70	12,814	13,683
80	12,613	13,470
90	12,428	13,276
100	12,265	13,099

На величину іонного добутку значною мірою впливає температура, оскільки при її зростанні підвищується ступінь дисоціації речовини. Так, за температури 100 °C показник pK_w вже становить 12,265 (проти 14 за стандартної температури 25 °C).

Залежність pK_w від тиску
Залежність pK_w від температури

Застосування[ред. | ред. код]

Прикладне значення іонного добутку води спирається на рівняння

K_w = [H⁺][OH^-]

Виходячи з нього стає можливим розрахунок значень pH та pOH. Наприклад, у нейтральному середовищі концентрації іонів H⁺ та OH^- є рівними:

[H⁺] = [OH^-] =

{\mathsf {\sqrt {K_{w}}}}

; або у логарифмічному вигляді

pH = pOH = ½pK_w

Так, за температури 25 °C значення K_w становить 10^-14, тому у нейтральному середовищі pH і pOH дорівнюватимуть:

[H⁺] = [OH^-] =

{\mathsf {\sqrt {10^{-14}}}}

= 10^-7 моль/л; або

pH = pOH = ½ · 14 = 7

Див. також[ред. | ред. код]

Примітки[ред. | ред. код]

↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics / Lide, D. R., editor. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — P. 8-85. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)

Джерела[ред. | ред. код]

Жаровський Ф. Г., Пилипенко А. Т., П'ятницький І. В. Аналітична хімія. — 2-е. — К. : Вища школа, 1982. — С. 232.
Голуб А. М. Загальна та неорганічна хімія / За ред. Н. І. Сом. — Київ : Вища школа, 1968. — Т. 1. — 441 с.

[1] CRC Handbook of Chemistry and Physics / Lide, D. R., editor. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — P. 8-85. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)

[1]