21.8: Іонний продукт води

Свого часу ви могли зняти маленькі ковпачки з верхньої частини автомобільного акумулятора і перевірити стан сірчаної кислоти всередині. Якщо він став низьким, ви можете додати більше кислоти. Але, сірчана кислота є небезпечним матеріалом, тому батареї тепер герметичні, щоб захистити людей. Через небезпечну природу кислоти, не дуже гарна ідея врізати акумулятор, щоб побачити, як вона виглядає - ви можете отримати кислотні опіки.

Іонний продукт води

Самоіонізація води (процес, при якому вода іонізується до іонів гідронію і гідроксидних іонів) відбувається в дуже обмеженій мірі. При зіткненні двох молекул води може відбуватися перенесення іона водню з однієї молекули в іншу. Продукти являють собою позитивно заряджений іон гідронію і негативно заряджений гідроксид-іон.

\[\ce{H_2O} \left( l \right) + \ce{H_2O} \left( l \right) \rightleftharpoons \ce{H_3O^+} \left( aq \right) + \ce{OH^-} \left( aq \right)\nonumber \]

Ми часто використовуємо спрощену форму реакції:

\[\ce{H_2O} \left( l \right) \rightleftharpoons \ce{H^+} \left( aq \right) + \ce{OH^-} \left( aq \right)\nonumber \]

Константа рівноваги для самоіонізації води іменується іонним продуктом для води і дається символом\(K_\text{w}\).

\[K_\text{w} = \left[ \ce{H^+} \right] \left[ \ce{OH^-} \right]\nonumber \]

Іонний продукт води\(\left( K_\text{w} \right)\) є математичним добутком концентрації іонів водню і гідроксидних іонів. Зверніть увагу, що не\(\ce{H_2O}\) входить в іонний продукт вираження, оскільки це чиста рідина. Значення\(K_\text{w}\) дуже мало, відповідно до реакції, яка сприяє реагентам. При\(25^\text{o} \text{C}\), експериментально визначена величина\(K_\text{w}\) в чистій воді становить\(1.0 \times 10^{-14}\).

\[K_\text{w} = \left[ \ce{H^+} \right] \left[ \ce{OH^-} \right] = 1.0 \times 10^{-14}\nonumber \]

У чистій воді концентрації іонів водню і гідроксиду рівні один одному. Чиста вода або будь-який інший водний розчин, в якому це співвідношення тримається, вважається нейтральним. Щоб знайти молярність кожного іона, береться\(K_\text{w}\) квадратний корінь.

\[\left[ \ce{H^_+} \right] = \left[ \ce{OH^-} \right] = 1.0 \times 10^{-7}\nonumber \]

Кислий розчин - це розчин, в якому концентрація іонів водню більше концентрації гідроксидних іонів. Наприклад, хлористий водень іонізується для отримання\(\ce{Cl^-}\) іонів\(\ce{H^+}\) і при розчиненні у воді.

\[\ce{HCl} \left( g \right) \rightarrow \ce{H^+} \left( aq \right) + \ce{Cl^-} \left( aq \right)\nonumber \]

Це збільшує концентрацію\(\ce{H^+}\) іонів в розчині. Згідно з принципом Ле Шательє, рівновага,\(\ce{H_2O} \left( l \right) \rightleftharpoons \ce{H^+} \left( aq \right) + \ce{OH^-} \left( aq \right)\) представлена, змушена вліво, до реагенту. В результаті концентрація гідроксид-іона зменшується.

Базовим розчином є розчин, в якому концентрація гідроксид-іонів більше концентрації іонів водню. Твердий гідроксид калію дисоціює у воді з отриманням іонів калію та гідроксидних іонів.

\[\ce{KOH} \left( s \right) \rightarrow \ce{K^+} \left( aq \right) + \ce{OH^-} \left( aq \right)\nonumber \]

Збільшення концентрації\(\ce{OH^-}\) іонів викликає зниження концентрації\(\ce{H^+}\) іонів, а іонний продукт\(\left[ \ce{H^+} \right] \left[ \ce{OH^-} \right]\) залишається постійним.

Приклад\(\PageIndex{1}\)

Соляна кислота\(\left( \ce{HCl} \right)\) є сильною кислотою, тобто вона\(100\%\) іонізується в розчині. Що таке\(\left[ \ce{H^+} \right]\) і\(\left[ \ce{OH^-} \right]\) в рішенні\(2.0 \times 10^{-3} \: \text{M} \: \ce{HCl}\)?

Рішення

Крок 1: Перерахуйте відомі значення та плануйте проблему.

Відомий

• \(\left[ \ce{HCl} \right] = 2.0 \times 10^{-3} \: \text{M}\)
• \(K_\text{w} = 1.0 \times 10^{-14}\)

Невідомий

• \(\left[ \ce{H^+} \right] = ? \: \text{M}\)
• \(\left[ \ce{OH^-} \right] = ? \: \text{M}\)

Оскільки\(\ce{HCl}\)\(100\%\) іонізується, концентрація\(\ce{H^+}\) іонів в розчині буде дорівнює початковій концентрації\(\ce{HCl}\). Кожна\(\ce{HCl}\) молекула, яка спочатку була присутня, іонізується в один\(\ce{H^+}\) іон і один\(\ce{Cl^-}\) іон. Концентрацію потім\(\ce{OH^-}\) можна визначити з\(\left[ \ce{H^+} \right]\) і\(K_\text{w}\).

Крок 2: Вирішіть.

\[\begin{align*} \left[ \ce{H^+} \right] &= 2.0 \times 10^{-3} \: \text{M} \\ K_\text{w} &= \left[ \ce{H^+} \right] \left[ \ce{OH^-} \right] = 1.0 \times 10^{-14} \\ \left[ \ce{OH^-} \right] &= \frac{K_\text{w}}{\left[ \ce{H^+} \right]} = \frac{1.0 \times 10^{-14}}{2.0 \times 10^{-3}} = 5.0 \times 10^{-12} \: \text{M} \end{align*}\nonumber \]

Крок 3: Подумайте про свій результат.

The\(\left[ \ce{H^+} \right]\) набагато вище, ніж\(\left[ \ce{OH^-} \right]\) тому, що розчин кислий. Як і у випадку з іншими константами рівноваги, одиниця для\(K_\text{w}\) зазвичай опускається.

Резюме

• Описана самоіонізація води та константа іонізації для процесу.
• Визначено кислотні і основні розчини.
• \(K_\text{w}\)Проілюстровано використання розрахунків.