Изучение тщательно очищенной от посторонних примесей воды показало, что она обладает определенной, хотя и незначительной электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Так, при 273К удельная электрическая проводимость воды составляет 1,5·10^-8 Ом^-1·см^-1, при 289К – 6,2·10^-8 Ом^-1·см^-1.

Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, хотя и в незначительной степени, распадаются на ионы, т.е. вода является слабым электролитом.

Процесс диссоциации воды может быть записан с учетом электростатического взаимодействия полярных молекул (самоионизации), в ходе которого образуются ионы гидроксония и гидроксид-ионы:

2Н₂О D Н₃О⁺ + ОН‾

или в упрощенной форме: Н₂О D Н⁺ + ОН‾.

Выражение константы электролитической диссоциации воды:

 (при 25°С).

Ничтожно малая диссоциация воды позволяет считать концентрацию недиссоциированных молекул равной общей концентрации, которая для воды объемом 1л. составляет:

.

Найдем из выражения для К_д произведение двух постоянных при данной температуре величин:

К_д·[Н₂О] = [Н⁺][ОН‾] = 1,8·10^-16·55,6=10^-14.

Произведение [Н⁺][ОН‾] называется ионным произведением воды (обозначается: К_В илиK_w): К_В=[Н⁺][ОН‾]. Это величина постоянная при данной температуре.

Так при 25°С, ионное произведение воды К_В=[Н⁺][ОН‾] = 10^-14.

Таким образом, для воды, разбавленных водных растворов кислот, щелочей, солей и др. соединений ионное произведение воды практически постоянная величина и зависит только от температуры:

Растворы, в которых концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов, называют нейтральными.

В чистой воде и нейтральных растворах при 25°С [Н⁺] = [ОН‾] =10^-7 моль/л. Если [Н⁺] > 10^-7 моль/л, то среда кислая; если [Н⁺] < 10^-7 моль/л, то среда щелочная.

Для удобства количественной характеристики кислотных или щелочных свойств растворов введена величина, называемая водородным показателем (рН) – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов Н⁺:

рН= –lg[Н⁺].

- В нейтральной среде [Н⁺]=10^-7 моль/л, рН= – lg10^-7 = 7;

- в кислой среде рН <7;

- в щелочной среде рН > 7.

Аналогично введен гидроксильный показатель (рОН) – это отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов:

рОН= – lg[ОН­¯].

Прологарифмируем с обратным знаком выражение для К_В при 25°С, используем введенные показатели рН и рОН и получим рН + рОН = 14.

Понятие об индикаторах

Индикаторы – вещества, меняющие свою окраску в определенной области значений рН раствора.

Индикаторами могут быть слабые органические кислоты HInd и основания IndOH, молекулы и ионы которых имеют разную окраску. Будучи введенными в исследуемый раствор, индикаторы диссоциируют по одному из следующих механизмов:

HInd D H⁺ + Ind¯    (а)

IndOH D Ind⁺ + OH¯ (б).

Так как процесс диссоциации слабых электролитов обратим, положение равновесия в схемах (а) и (б) зависит от кислотности исследуемого раствора.

В кислых растворах индикаторы, представляющие собой слабые кислоты, в соответствии с принципом Ле-Шателье находятся преимущественно в виде молекул и окраска раствора соответствует молекулярной форме индикатора НInd.

Индикаторы, являющиеся слабыми основаниями, в растворах кислот, напротив, будут находиться в своей ионной форме Ind⁺, которая обусловливает окраску раствора.

К числу индикаторов, представляющих собой слабые органические кислоты, принадлежат лакмус, фенолфталеин, феноловый красный, ализариновый желтый. К индикаторам, представляющим слабые основания, относятся, например, метиловый оранжевый, метиловый красный. Выбор того или иного индикатора определяется интервалом рН, в котором необходимо поддерживать кислотность исследуемого раствора.

Например, лакмус

НIndDH⁺ + Ind­­­­¯

                                       красный  синий

                                          рН < 6   рН > 8

рН = 6÷8 область перехода рН (фиолетовый цвет).