У чистій воді в незначній мірі протікає електролітична дисоціація (автодисоціація води):

H₂O ⇄ H⁺ + OH^–; H⁺ + H₂O = H₃O⁺

За Бренстедом така реакція називається автопротоліз води:

H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^–

Вільні іони гідрогену H⁺ не можуть існувати у вільному стані в розчині, вони миттєво гідратуються водою до катіонів оксонію H₃O⁺. Однак, для простоти запису, часто використовується позначення H⁺.

В 1 дм³ чистої води при 25*С міститься 1e-7 (1*10^-7) моль катіонів H⁺ (H₃O⁺) і 1e-7 (1*10^-7) моль аніонів OH^–

Між концентраціями іонів H⁺ і OH^– як в чистій воді, так і в розбавлених водних розчинах існує взаємозв’язок:

C_M(H⁺) * C_M(OH^–) = [H⁺] * [OH^–] = const = f(T)

це означає, що

При постійній температурі добуток молярних концентрацій іонів H⁺ і OH^– в воді і розбавлених водних розчинах є постійним

У наведеному виразі з урахуванням рівноважного характеру автодисоціації (автопротоліза) води зазвичай записують рівноважні молярні концентрації, що позначаються формулою іона в квадратних дужках.

Іонний добуток води (Kw) – це добуток молярних концентрацій іонів H⁺ і OH^–, який є постійним при заданій температурі

Kw = [H⁺] * [OH^–] = f(T)

При 25*С

Kw = [H⁺] * [OH^–] = 1e-7 моль/дм³ * 1e-7 моль/дм³ = 1e-14 моль²/(дм³)²

Точні значення іонного добутку води при різних температурах складають:

t, *C	Kw*
0	0,1139e-14
18	0,5702e-14
25	1,0080e-14
30	1,4690e-14
50	5,4740e-14
60	9,6140e-14

* – позначення e-14 = ×10^-14 (програмне позначення добутку на 10 в заданому ступені)

У водних розчинах електролітів молярні концентрації іонів H⁺ і OH^– не обов’язково дорівнюють 1e-7 моль/дм³ (як в чистій воді), проте їх добуток при 25*С завжди дорівнює 1e-14. Отже, якщо задано значення [H⁺], то легко визначити [OH^–].

У кислих розчинах переважають іони H⁺:

[H⁺] > 1e-7 моль/дм³ і [OH^–] < 1e-7 моль/дм³

У лужних розчинах переважають іони OH^–:

[H⁺] < 1e-7 моль/дм³ і [OH^–] > 1e-7 моль/дм³

За пропозицією датського фізико-хіміка Серенсена замість значень молярних концентрацій [H⁺] використовують гідрогенний показник pH:

Гідрогенний показник (pH від лат. pondus Hydrogenii або англ. potential Hydrogen) – це негативний десятковий логарифм числового значення молярної концентрації катіонів гідрогену, вираженої в моль/дм³:

pH = -lg[H⁺] = -lg[H₃O⁺]

Таким чином, значення pH легко обчислити, якщо відома концентрація іонів H⁺ (H₃O⁺).

Приклади.

1. У певному кислому розчині значення [H₃O⁺] дорівнює 1e-5 моль/дм³, отже

pH = -lg[H₃O⁺] = -lg(1e-5) = 5

2. В деякому лужному розчині значення [H⁺] дорівнює 5e-8, отже

pH = -lg[H⁺] = -lg(5e-8) = 7,3

Якщо за значенням pH необхідно знайти значення [H₃O⁺], то використовують вираз:

[H⁺] = [H₃O⁺] = 10^-pH

Приклади.

1. У певному розчині pH = 6,25, отже

[H₃O⁺] = 10^-6,25 = 5,6e-7 моль/дм³

2. У певному розчині pH = 8,44, отже

[H⁺] = 10^-8,44 = 3,6e-9 моль/дм³

Аналогічно використовується поняття гідроксильний показник pOH:

pOH = -lg[OH^–]

Оскільки Kw = [H⁺] * [OH^–] = const при T = const, то

pH + pOH = -lg(Kw) = f(T)

При 25*С

pH + pOH = -lg(1e-14) = 14 або pH = 14 – pOH

Величина pH використовується як міра кислотності, нейтральності або основності водних розчинів:

Кисле середовище pH < 7

Нейтральне середовище pH = 7

Лужне середовище pH > 7

Для оцінки pH розбавлених водних розчинів, в яких [H₃O⁺] =< 0,1 моль/дм³ або [OH^–] =< 0,1 моль/дм³, використовується шкала pH від 1 до 13 (при значеннях pH < 1 значення [H₃O⁺] > 0,1 моль/дм³, а при значеннях pH > 13 значення [OH^–] > 0,1 моль/дм³).

Приклад. Потрібно визначити тип середовища, якщо [OH^–] = 2,5e-4 моль/дм³:

pH = 14 – pOH = 14 + lg[OH^–] = 14 + lg(2,5e-4) = 10,4

отримане значення pH > 7, отже середовище лужне.

Значення pH можуть бути точно визначені тільки електрохімічним методом. Для менш точної оцінки pH використовують кислотно-основні індикатори – речовини, які різко змінюють своє забарвлення в певному інтервалі pH.

Індикатор	Інтервал pH зміни забарвлення	Зміна забарвлення
Алізариновий жовтий	10,1 – 12,0	Жовтий → червоно-помаранчевий
Тимолфталеїн	9,3 – 10,5	Безбарвний → синій
Фенолфталеїн	8,2 – 10,0	Безбарвний → червоний
Крезоловий червоний	7,2 – 8,8	Жовтий → пурпуровий
Бромтимоловий синій	6,0 – 7,6	Жовтий → синій
Лакмус	5,0 – 8,0	Червоний → синій
Метиловий червоний	4,4 – 6,2	Червоний → жовтий
Метиловий помаранчевий	3,0 – 4,4	Червоний → жовтий
Метиловий жовтий	2,9 – 4,0	Червоний → жовтий
Тропеолін 00	1,3 – 3,0	Червоний → жовтий
Тимоловий синій
1-й перехід	1,2 – 2,8	Червоний → жовтий
2-й перехід	8,0 – 9,6	Жовтий → синій

Більш докладно про кислотно-основні індикатори та криві кислотно-основного титрування.

Часто використовуються суміші індикаторів – універсальні індикатори, які здатні багаторазово змінювати забарвлення, відповідно певному інтервалу pH (іноді досить вузькому, до 0,2 одиниць), якому відповідає характерне забарвлення, притаманне одному з індикаторів в суміші.

---