ЕЛЕКТРОХІМІЯ

Йонний добуток води. Вода є досить слабким електролітом. Однією з причин слабкої дисоціації води є те, щоб молекули її є асоційованими за допомогою водневих зв’язків. Іншою причиною є амфолітні властивості води, коли одна молекула її відіграє роль кислоти (відщеплює протон H⁺), а друга – основи (приєднує протон), тобто дисоціацію води можна умовно подати як двостадійний процес:

а) Н₂О ⇄ H⁺ + ОН^– (ендотермічний процес)

б) H⁺ + Н₂О ⇄ Н₃О⁺ (екзотермічний процес)

або

HОН + HОН ⇄ Н₃О⁺ + ОН^–.

Сполуки-амфоліти, які дисоціюють за схемою так званого автопротолізу, виявляють слабкі електролітичні властивості. Дисоціацію води записують спрощено: Н₂О ⇄ H⁺ + ОН^–.

Для стану рівноваги вираз константи дисоціації води можна представити як:

або

Оскільки для води при 298 К значення К_дис.=1,86∙10^–16 і концентрація води – величина стала, яку розраховують, як:

то добуток є також величиною сталою за цих умов і називається йонним добутком води (залежить тільки від температури), який чисельно дорівнює:

Таким чином:

(6.1)

Звідси

, г-йон/л.

При розчиненні у воді кислоти (основи) концентрація йонів водню збільшується (зменшується).

Активність йонів водню виражається наступними співвідношеннями:

у воді ,

у сильній кислоті або y_± c_±..

Де γ_± і y_± - середні йонні коефіцієнти активності; т_± і с_± - середні йонні моляльність і молярність:

у слабкій кислоті .

Величину називають активною кислотністю, а концентрації т_± і с_± - загальною кислотністю.

Активну кислотність прийнято представляти у вигляді водневого показника рН.