bg‑azure

Iloczyn jonowy wody

Woda jest substancją niezbędną do życia i jest uznawana za najpopularniejszy rozpuszczalnik na Ziemi. Cząsteczka wody jest dipolemdipoldipolem i posiada zdolność do oddziaływania na substancje o wiązaniach polarnych lub jonowych (np. sole, wodorotlenki). Efektem tego oddziaływania jest ich rozpad na jony. Proces ten nazwany został przez Arheniusa [czyt. arenjusa] dysocjacją elektrolityczną (lub dysocjacją jonową), a związki które ulegają temu procesowi to elektrolityelektrolitelektrolity.

R1FM1JeQIn7wD
Rozkład ładunku w cząsteczce wody. Od strony atomu tlenu cząsteczka wody jest naładowana ujemnie, a od strony atomów wodoru dodatnio.
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Co ciekawe, sama woda również dysocjuje w procesie zwanym autodysocjacjąautodysocjacjaautodysocjacją (lub autoprotolizą). Wówczas, podobnie jak w każdej innej reakcji chemicznej, równowaga reakcji zostaje osiągnięta w momencie, gdy stężenia zarówno substratów, jak i produktów nie wykazują dalszej tendencji do zmiany. Zgodnie z teorią Brönsteda-Lowry'ego, w czystej wodzie, na skutek jej autodysocjacji, obecne są w niewielkiej ilości jony H3O+ oraz OH. Proces autodysocjacji wody zachodzi w minimalnym stopniu i polega w istocie na reakcji cząsteczki wody z drugą cząsteczką wody.

H2O+H2OH3O++OH-
lub
2 H2OH3O++OH-

W efekcie powstają jony hydroniowe (H3O+) oraz hydroksylowe (OH). Korzystając z drugiego równania reakcji chemicznej, można zapisać stechiometryczną stałą równowagistechiometryczna (stężeniowa) stała równowagistechiometryczną stałą równowagi wody w postaci równania:

KH2O=H3O+·OH-H2O2

Woda jest bardzo słabym elektrolitem i dysocjuje w nieznacznym stopniu. Zatem możemy zapisać, że stężenie wody jest wielkością stałą:

KH2O·H2O=H3O+·OH-

Iloczyn jonowy wody oznaczono symbolem Kw:

Kw=H3O+·OH-

W stanie równowagi (w temperaturze 25°C) iloczyn stężeń jonów H3O+ oraz OH- jest stały i wynosi:

1·10-14=H3O+·OH-

Co istotne, iloczyn jonowy wody nie zależy od stężenia kwasu i zasady dodawanej do wody, a jedynie od temperatury.

R9FWXgifmmPeJ
Wykres zależności iloczynu jonowego wody Kw od temperatury
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Temperatura
°C

Kw
10-14 moldm3

Temperatura
°C

Kw
10-14 moldm3

0

0,11

55

7,24

5

0,19

60

9,55

10

0,29

65

12,58

15

0,46

70

15,85

20

0,68

75

20,42

25

1,01

80

25,12

30

1,47

85

30,90

35

2,09

90

38,02

40

2,92

95

45,71

45

4,07

100

51,30

50

5,48

-

-

Gdy stężenia jonów H3O+ oraz OH w stanie równowagi są sobie równe, mówimy wówczas o roztworze obojętnym. Stężenia wynoszą:

[H3O+]=[OH-]
Kw=[H3O+]2
10-14=[H3O+]2
10-7=[H3O+]
R18ILvAEQILVS1
Zmiana stężenia jonów H3O+ oraz OH-. Jeśli w roztworze zwiększa się stężenie jonów H3O+, to wartość stężenia jonów OH musi zmaleć w taki sposób, by iloczyn stężeń obu jonów był stały i wynosił 10-14.
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.
bg‑azure

Logarytm dziesiętny a pojęcie kwasowości

Stężenie jonów H 3 O + ma duże znaczenie jako wskaźnik kwasowości lub zasadowości roztworu. Z uwagi na niewielkie wartości stężeń molowych, dla wygody wprowadzono wykładnik stężenia jonów wodorowych, oznaczony jako pH. Operatorem, który określa obliczenie ujemnego logarytmu dziesiętnego, jest litera p. Z punktu widzenia matematyki, pH określane jest jako ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów H 3 O + :

pH=-log[H3O+]
Logarytm dziesiętny
Logarytm dziesiętny

Według definicji, logarytm dziesiętny z liczby a to wykładnik potęgi, do której należy podnieść liczbę 10, tak aby otrzymać liczbę a.

R13kPXTL7fnzm
Wykres funkcji logarytmu dziesiętnego
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Stąd otrzymujemy:

log10a=y,      tzn: 10y=a
log101000=3,     bo 103=1000

Dla logarytmu dziesiętnego w zapisie można pominąć podstawę logarytmu 10.

  • skoro: pH = -log[ H 3 O + ]  ⇒  -pH = log[ H 3 O + ] ⇒ [ H 3 O + ] = 10-pH

  • gdy: pH = 3, to [ H 3 O + ] = 10-3

W roztworze obojętnym, gdy [ H 3 O + ] = 10-7, mówimy, że pH roztworu wynosi 7. W podobny sposób można określić wartość pOH.

pOH=-log[OH-]

Uwzględniając wzory na pH oraz na pOH, otrzymujemy postać wykładniczą równania na iloczyn jonowy wody Kw:

pKw=-logKw=-log([ H3O+]·[OH-])=-(log[H3O+]+log[OH-])= pH+pOH=14
pKw= pH+pOH=14

Zależność między pH oraz pOH przedstawia poniższa ilustracja, z której wynika, że w miarę wzrostu pH, pOH musi się zmniejszać, tak, aby spełnione było równanie:

pH+pOH=14
RfbqeL3IxOiWz1
Zmiany pH oraz pOH
Źródło: PatriciaR, dostępny w internecie: commons.wikimedia.org, licencja: CC BY-SA 2.5.
Ciekawostka

Oryginalna koncepcja pH została opracowana przez Sørena Sørensena – duńskiego naukowca. Podczas przeprowadzania eksperymentów z piwem w znanym na całym świecie laboratorium badawczym Carlsberg w Kopenhadze, Sørensen opracował prostą, ale trwałą skalę pH, która określa, czy substancja jest kwasowa, czy zasadowa.

pH roztworów jest jednostką bezwymiarową i posiada charakter jedynie porównawczy, co nie przekłada się bezpośrednio na stężenie czy aktywność jonów hydroniowych ( H 3 O + ).

Skala pH została pierwotnie zdefiniowana dla rozcieńczonych roztworów kwasów, zasad i soli, dlatego jej zastosowanie poza zakresem od 0 do 14 jest rzadko spotykane.

RqF15myoHrKuk1
Skala pH
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.
bg‑azure

Stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej

Dlaczego pH kwasu chlorowodorowego (solnego) (HCl) jest niższe niż kwasu etanowego (octowego) ( CH 3 COOH) o tym samym stężeniu? Który kwas jest kwasem słabym, a który mocnym? Z czego to wynika?

W stanie równowagi, w wodnym roztworze słabego kwasu, stężenie jonów H 3 O + nie jest równe stężeniu kwasu, jak w przypadku mocnego kwasu. Wynika to z faktu, że kwas ulega częściowej dysocjacji w wodzie. Dla słabego kwasu typu HA można zapisać ogólne równanie dysocjacji:

HA+H2OH3O++A-
RX4N9AwwsKOFi1
Porównanie ilości jonów w roztworach z jednakową początkową ilością elektrolitu: a - kwas chlorowodorowy (HCl) (elektrolit mocny); b - kwas azotowy(III) (HNO2) (elektrolit słaby)
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Wyrażenie na stałą równowagi reakcji przyjmuje postać:

Ka=[H3O+]·[A-][HA]

Stała Ka nosi nazwę stałej dysocjacji kwasowej i opisuje równowagę procesu dysocjacji. Wartość stałej dysocjacji jest wyznaczana doświadczalnie na podstawie pomiaru pH odpowiedniego kwasu. Wartość stałej Ka jest charakterystyczna dla danego kwasu i zazwyczaj podawana w tablicach chemicznych dla konkretnej temperatury (zazwyczaj 25°C). Jej wartość weryfikuje, który kwas jest mocny, a który słaby. Im wyższa wartość stałej Ka, tym mocniejszy kwas. Warto zaznaczyć, że w przypadku kwasów, które dysocjują całkowicie na jony, nie podajemy wartości stałej dysocjacji (np. HCl, H 2 SO 4 ). Stała Ka ma również wymiar praktyczny. Gdy znamy wartość stałej Ka, możemy obliczyć stężenie jonów w roztworze po ustaleniu się stanu równowagi.

Dla słabej zasady (B) możemy wyprowadzić podobne równanie, opisujące stan równowagi:

B+H2OHB++OH-

Wyrażenie na stałą równowagi reakcji przyjmuje postać:

Kb=[HB+]·[OH-][B]

Stała Kb nosi nazwę stałej dysocjacji zasadowej lub stałej zasadowej. Częściej w tablicach pojawia się informacja o wartości stałej Ka. Wówczas stałą Kb, dla sprzężonej pary kwas‑zasada, można obliczyć, korzystając z zależności:

Ka·Kb=Kw

Powyższe równanie można także zapisać, stosując ujemne logarytmy. Wtedy otrzymujemy:

-logKa=pKa

oraz

-logKb=pKb

Otrzymujemy równanie:

pKa+pKb=pKw 
bg‑azure

Iloczyn rozpuszczalności

Istnieje również pojęcie opisujące stałą równowagi chemicznej procesu rozpuszczania osadów różnych związków. W przypadku związków trudno rozpuszczalnych, możemy założyć, że ich dysocjacja zachodzi w ograniczonym zakresie. W stanie równowagi przyjmujemy, że część związku, która się rozpuściła, pozostaje z osadem w równowadze. Zakładając, że proces dysocjacji jest reakcją odwracalnąreakcja odwracalnareakcją odwracalną:

MmXxmMx++xXm-

gdzie: Mx+Xm- oznaczają odpowiednio kation i anion trudno rozpuszczalnego związku o wzorze MMmXx Wyrażenie na stałą równowagi tej reakcji możemy zapisać w postaci:

Ks=[Mx+]m[Xm]x[MmXx]
  • [Mx+]m – stężenie molowe jonów MIndeks górny x+ w roztworze nasyconym;

  • [Xm]x – stężenie molowe jonów XIndeks górny m- w roztworze nasyconym;

  • m – wartościowość reszty kwasowej (lub anionu wodorotlenkowego) równa liczbie kationów metalu;

  • x – wartościowość metalu równa liczbie anionów reszt kwasowych (w przypadku soli) lub liczbie anionów wodorotlenkowych (w przypadku wodorotlenków).

W tym wyrażeniu stężenie osadu [MmXx] jest wielkością stałą i można ją pominąć. Wówczas otrzymujemy równanie, które nazywane jest iloczynem rozpuszczalności:

Ks=[Mx+]m[Xm]x

Co istotne, wartość iloczynu rozpuszczalności jest stała w danym ciśnieniu i temperaturze.

Przykład 1. Iloczyn rozpuszczalności siarczku antymonu(III) Sb 2 S 3

Sb 2 S 3 dysocjuje zgodnie z równaniem:

Sb2S32 Sb3++3 S2-

Wzór na iloczyn rozpuszczalności przyjmuje postać:

Ks=[Sb3+]2·[S2-]3
bg‑azure

Podsumowanie

Z powyższych zapisów, dotyczących wartości pKw, pH, Ka, Kb, Ks, wynikają pewne własności:

  • iloczyn jonowy wody Kw jest wielkością stałą i zależną od temperatury;

  • w oznaczeniach kwasowości lub zasadowości roztworów posługujemy się skalą pH;

  • proces rozpuszczania osadu jest opisywany za pomocą iloczynu rozpuszczalności Ks.

Słownik

dipol
dipol

cząsteczka polarna, biegunowa, w której na skutek różnicy elektroujemności następuje rozsunięcie ładunku dodatniego i ujemnego

elektrolit
elektrolit

(gr. ḗlektron „bursztyn”, lytós „rozpuszczalny”) związek chemiczny, który ulega procesowi rozpadu na jony pod wpływem wody i jest zdolny do przewodzenia prądu elektrycznego; gdy jest całkowicie zdysocjowany, mówimy o elektrolicie mocnym

autodysocjacja
autodysocjacja

(łac. dissociatio „rozdzielenie”) rodzaj reakcji dysocjacji elektrolitycznej, polegającej na rozpadzie na jony wskutek reakcji ze sobą cząsteczek tego samego związku

teoria Brönsteda‑Lowry'ego
teoria Brönsteda‑Lowry'ego

teoria kwasowo‑zasadowa, w której kwas jest zdolny do oddawania protonów, a zasadą jest substancja zdolna do przyjmowania protonów; kwas –donor, zasada‑akceptor

stechiometryczna (stężeniowa) stała równowagi
stechiometryczna (stężeniowa) stała równowagi

wielkość charakteryzująca stan równowagi danej reakcji chemicznej; stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów (stężenia reagentów w potęgach równym współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji, której równowaga dotyczy)

przewodnictwo jonowe
przewodnictwo jonowe

rodzaj przewodnictwa elektrycznego, gdzie nośnikiem prądu są jony

reakcja odwracalna
reakcja odwracalna

reakcja, która może zachodzić w obu kierunkach (w kierunku produktów lub substratów)

Bibliografia

Bielański A., Podstawy Chemii nieorganicznej, t. 1‑2, Warszawa 2010.

Encyklopedia PWN

Hejwowska S., Marcinkowski R., Staluszka J., Równowagi i procesy jonowe. Chemia 3, Gdynia 2006.

Litwin M., Styka‑Wlazło S., Szymońska J., To jest chemia 1, Warszawa 2013.

McMurry J., Chemia organiczna, t. 1, Warszawa, 2005, wyd. 3.

Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna 1. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, Warszawa 1997.

Schweda E., Chemia nieorganiczna. T. 1. Wprowadzenie i analiza ilościowa, 2014.

Skoog D. A., West D. M., Holler J. F., Crouch S. R., Podstawy Chemii Analitycznej, t. 1, Warszawa 2006.