В чистой воде в незначительной степени протекает электролитическая диссоциация (автодиссоциация воды):

H₂O ⇄ H⁺ + OH^–; H⁺ + H₂O = H₃O⁺

По Бренстеду такая реакция называется автопротолиз воды:

H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^–

Свободные ионы водорода H⁺ не способны к существованию в водном растворе, они мгновенно гидратируются водой до катионов оксония H₃O⁺. Однако для простоты записи часто используется обозначение H⁺.

В 1 дм³ чистой воды при 25*С содержится 1e-7 (1*10^-7) моль катионов H⁺ (H₃O⁺) и 1e-7 (1*10^-7) моль анионов OH^–

Между концентрациями ионов H⁺ и OH^– как в чистой воде, так и в разбавленных водных растворах имеется следующая взаимосвязи:

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

это означает, что

При постоянной температуре произведение молярных концентраций ионов H⁺ и OH^– в воде и разбавленных водных растворах постоянно

В приведенном выражении с учетом равновесного характера автодиссоциации (автопротолиза) воды обычно записывают равновесные молярные концентрации, обозначаемые формулой иона, заключенной в квадратные скобки.

Ионное произведение воды (Kw) – это произведение молярных концентраций ионов H⁺ и OH^–, постоянное при заданной температуре

Kw = [H⁺]*[OH^–] = f(T)

При 25*С

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

Точные значения ионного произведения воды при различных температурах составляют:

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

* – обозначение e-14 = *10^-14 (это программное обозначение произведения на 10 в заданной степени)

В водных растворах электролитов молярные концентрации ионов H⁺ и OH^– не обязательно равны 1e-7 моль/дм³ (как в чистой воде), однако их произведение при 25*С всегда равно 1e-14. Следовательно, если задано значение [H⁺], то легко определить [OH^–].

В кислых растворах преобладают ионы H⁺:

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

В щелочных растворах преобладают ионы OH^–:

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

По предложению датского физико-химика Серенсена вместо значений молярных концентраций [H⁺] используют водородный показатель pH:

Водородный показатель (pH от лат. pondus Hydrogenii или англ. potential Hydrogen) – это отрицательный десятичный логарифм числового значения молярной концентрации катионов водорода, выраженной в моль/дм3:

pH = -lg[H⁺] = -lg[H₃O⁺]

Таким образом, значение pH легко вычислить, если известна концентрация ионов H⁺ (H₃O⁺).

Примеры.

1. В некотором кислом растворе значение [H₃O⁺] равно 1e-5 моль/дм³, следовательно

pH = -lg[H₃O⁺] = -lg(1e-5) = 5

2. В некотором щелочном растворе значение [H⁺] равно 5e-8, следовательно

pH = -lg[H⁺] = -lg(5e-8) = 7,3

Если по значению pH необходимо найти значение [H₃O⁺], то используют выражение:

[H⁺] = [H₃O⁺] = 10^-pH

Примеры.

1. В некотором растворе pH = 6,25, следовательно

[H₃O⁺] = 10^-6,25 = 5,6e-7 моль/дм³

2. В некотором растворе pH = 8,44, следовательно

[H⁺] = 10^-8,44 = 3,6e-9 моль/дм³

Аналогично используется понятие гидроксильный показатель pOH:

pOH = -lg[OH^–]

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

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

При 25*С

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

Величина pH используется как мера кислотности, нейтральности или основности водных растворов:

Кислая среда pH < 7

Нейтральная среда pH = 7

Щелочная среда pH > 7

На практике для оценки pH разбавленных водных растворов, в которых [H₃O⁺] =< 0,1 моль/дм³ или [OH^–] =< 0,1 моль/дм³, используется шкала pH от 1 до 13 (при значениях pH < 1 значения [H₃O⁺] > 0,1 моль/дм³, а при значениях pH > 13 значения [OH^–] > 0,1 моль/дм³).

Пример. Требуется определить тип среды, если [OH^–] = 2,5e-4 моль/дм³:

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

полученное значение pH > 7, значит среда щелочная.

Значения pH могут быть точно определены только электрохимическим путем. Для менее точной оценки pH используют кислотно-основные индикаторы – вещества, которые резко изменяют свою окраску в определенной области pH.

 

Индикатор	Интервал pH перехода окраски	Изменение окраски
Ализариновый желтый	10,1 – 12,0	Желтая → красно-оранжевая
Тимолфталеин	9,3 – 10,5	Бесцветная → синяя
Фенолфталеин	8,2 – 10,0	Бесцветная → красная
Крезоловый красный	7,2 – 8,8	Желтая → пурпурная
Бромтимоловый синий	6,0 – 7,6	Желтая → синяя
Лакмус	5,0 – 8,0	Красная → синяя
Метиловый красный	4,4 – 6,2	Красная → желтая
Метиловый оранжевый	3,0 – 4,4	Красная → желтая
Метиловый желтый	2,9 – 4,0	Красная → желтая
Тропеолин 00	1,3 – 3,0	Красная → желтая
Тимоловый синий
1-й переход	1,2 – 2,8	Красная → желтая
2-й переход	8,0 – 9,6	Желтая → синяя

Более подробно про кислотно-основные индикаторы и кривые кислотно-основного титрования.

Часто используются смеси индикаторов – универсальные индикаторы, которые способны многократно изменять окраску, соответственно определенному интервалу pH (иногда довольно узкому, до 0,2 единиц), которому отвечает характерная окраска, присущая одному из индикаторов в смеси.

---