Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вода относится к очень слабым амфотерным электролитам. Чистая вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:
H2O ⇄ Н+ + ОН-.
В водном растворе ионы водорода не существуют в свободном состоянии, а образуют ионы гидроксония Н3О+. Поэтому более строгой является следующая запись процесса диссоциации воды:
2H2O ⇄ Н3O+ + ОН-.
Однако для простоты пишут Н+.
Применяя закон действующих масс, можно написать:
 .
| (1) |
В чистой воде, и в разбавленных водных растворах кислот, гидроксидов и солей активность ионов (а) практически не отличается от концентрации, поэтому:
 .
| (1¢) |
Так как степень диссоциации воды незначительная, то равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды [Н2О] можно считать постоянной и объединить ее с 
(H2O) в одну величину 
:
| (2) |
Константу KW, равную произведению концентраций ионов Н+ и ОН-, называют ионным произведением воды.
Строго говоря, постоянной величиной является произведение не концентраций, а активностей ионов Н+ и ОН-:
| (3) |
Однако в разбавленных растворах, в которых коэффициенты активности близки к единице, этим различием при не очень точных расчетах можно пренебречь.
Величина постоянна только при данной температуре. При увеличении температуры степень диссоциации воды возрастает (диссоциация воды ‑ процесс эндотермический), что приводит к повышению концентраций ионов Н+ и ОН-. Следовательно, повышение температуры увеличивает значение : при изменении температуры от 0 до 1000С оно возрастает приблизительно в 300 раз.
(H2O) была определена методом электропроводности и при 220С ее величина составила 1,8×10-16. Этим же методом было установлено, что в одном литре воды (1000 г) на ионы диссоциирует 10-7 моль воды. Таким образом, из 55,6 моль 
, содержащихся в 1 л воды, только 10-7 моль находятся в диссоциированном состоянии. Следовательно:
| (4) |
Таким образом, при температуре 20-250С ионное произведение воды = 10-14, а показатель ионного произведения воды pKW = 14 (pKW = -lgKW = -lg10-14 = 14).
Так как в чистой воде и в разбавленных водных растворах кислот, оснований и солей величина KW постоянная, то концентрации ионов Н+ и ОН- являются величинами сопряженными, т. е. зависящими друг от друга.
Например, если в растворе при 20-250С [Н+] = 10-3 моль/л, то в этом же растворе:
В чистой воде при диссоциации ее молекул образуется одинаковое количество ионов Н+ и ОН-, следовательно, при 20-250С:
[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л.
В водных растворах различных соединений в зависимости от соотношения концентраций ионов Н+ и ОН– реакция среды может быть:
нейтральная:
[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л;
кислая:
[H+] > [OH-],
[H+] > 10-7 моль/л; [OH-] < 10-7 моль/л;
щелочная:
[H+] < [OH-],
[H+] < 10-7 моль/л; [OH-] > 10-7 моль/л.
На практике наиболее важное значение имеет активная реакция среды, определяемая активностью (концентрацией) ионов Н+ или ионов ОН-, содержащихся в данной среде (активная кислотность, активная щелочность).
Активную кислотность принято характеризовать отрицательным десятичным логарифмом активности (концентрации) ионов водо-рода - водородным показателем (рН):
 ,
| (5) |
а для разбавленных растворов:
 .
| (6) |
Водородный показатель (рН) - количественная характеристика активной кислотности.
Для количественной характеристики активной щелочности применяют гидроксидный показатель (рОН):
 ,
| (7) |
а для разбавленных растворов:
 .
| (8) |
Если выражение KW = [Н+]×[ОН-] прологарифмировать (записать отрицательный десятичный логарифм левой и правой части), то получим:
,
иначе говоря:
| (9) |
Так как при t0 = 20-250С pKW = 14 (KW = 10-14), то при этой температуре:
| pH + pOH = 14 | (10) |
При помощи водородного показателя удобно выражать характер среды:
нейтральная среда: рН = 7 (рН = рОН),
кислая среда: рН < 7 (рН < рОН),
щелочная среда рН > 7 (рН > рОН).
Таким образом, увеличение концентрации ионов Н+ уменьшает рН (величина рОН при этом возрастает), а уменьшение концентрации ионов Н+ увеличивает рН (величина рОН при этом уменьшается). При сопоставлении значений pН разных растворов следует относить эти значения к одной и той же температуре.
В растворах кислот различают: активную кислотность, потенци-альную кислотность и общую кислотность.
Активная кислотностьобусловлена наличием свободных ионов Н+ в растворе. Эта кислотность характеризуется определенным значением рН.
Потенциальная кислотностьобусловлена наличием ионов Н+, связанных в молекулах кислот.
Общая кислотность- сумма активной ипотенциальной кислотностей.
В разбавленных растворах кислот, полностью диссоциированных на ионы, общая кислотность практически равна активной кислотности.
В растворах слабых кислот активная кислотность всегда меньше общей кислотности:
CH3COOH ⇄ Н+ + CН3COO-.