Ionisk produkt af vand

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 13. juni 2021; checks kræver 10 redigeringer .

Det ioniske produkt af vand K W ( vand autoprotolyse konstant ) er produktet af koncentrationerne af hydrogenioner H + og hydroxidioner OH- i vand eller i vandige opløsninger .

{\mathsf {K_{W}=\left[H^{+}\right]\left[OH^{-}\right]=10^{-14}(mol/L)^{2} \ \ }}

Ved 20 - 25 °C er dissociationskonstanten for vand 1,8⋅10 −16 mol/l (pK d = 15,74). Hvor er det ioniske produkt af vand K W \u003d 10 −14 mol² / l²

Afledning af værdien af det ioniske produkt af vand

Vand er en svag amfolyt (det kan være en donor og en acceptor) og dissocierer svagt.

${\mathsf {H_{2}O\rightleftarrows H^{+}+OH^{-}}}$

Ligevægten i denne reaktion er stærkt forskudt til venstre. Dissociationskonstanten for vand kan beregnes med formlen:

{\mathsf {K={\frac {\left[H^{+}\right]\left[OH^{-}\right]}{\left[H_{2}O\right]))))\ \ \ (en)

hvor:

[H + ] er koncentrationen af hydroniumioner (protoner);
[OH - ] er koncentrationen af hydroxidioner;
[H 2 O] er koncentrationen af vand (i molekylær form) i vand;

Koncentrationen af vandmolekyler, givet dens lave grad af dissociation, er praktisk talt konstant og er (1000 g / l) / (18 g / mol ) \u003d 55,56 mol / l.

Ved 20 - 25 °C er dissociationskonstanten for vand 1,8⋅10 -16 mol/l. Da vand er en svag elektrolyt (amfolyt), er det muligt at nedskrive dissociationskonstanten for det direkte fra dissociationen af vand

{\mathsf {K\left[H_{2}O\right]=\left[H^{+}\right]\left[OH^{-}\right]\ \ ))

Lad os betegne produktet K · [H 2 O] \u003d K в \u003d 1,8⋅10 -16 mol / l 55,56 mol / l \u003d 10 -14 mol² / l² \u003d [H + ] [OH - ] (ved 25°C).

Konstanten K in , lig med produktet af koncentrationerne af protoner og hydroxidioner, kaldes ionproduktet af vand . Det er konstant ikke kun for rent vand, men også for fortyndede vandige opløsninger af stoffer. Med en stigning i temperaturen øges dissociationen af vand, derfor øges K in også , med et fald i temperaturen, omvendt.

Temperaturafhængighed af p K w

p K w for rent vand ved forskellige temperaturer [1]

T (°C)	0	5	ti	femten	atten	tyve	21	22	23	24	25	tredive	35	40	45	halvtreds	55	60	100
K w *10 14	0,1139	0,1846	0,292	0,4505	0,5702	0,6809	0,742	0,802	0,868	0,948	1.008	1,469	2.089	2,919	4.018	5,474	7.297	9,614	59
p Kw _	14,9435	14,7338	14,5346	14,3463	14.244	14.1669	14.1296	14.0958	14.0615	14.0232	13,9965	13.833	13,6801	13,5348	13.396	13,2617	13,1369	13,0171	12,2291

Disse data kan tilnærmes med en parabel ( se grafen )

p K w = 14,92 − 0,03992 T + 0,00013122 T 2

eller en kubisk parabel (som er mere præcis)

p K w = 14,94355 - 0,0429299 * T + 0,00021447938* T^2 - 5,6625156*10^(-7) * T^3

Den praktiske betydning af det ioniske produkt af vand

Den praktiske værdi af det ioniske produkt af vand er stor, da det gør det muligt ved en kendt surhedsgrad (alkalinitet) af enhver opløsning (det vil sige ved en kendt koncentration på [H + ] eller [OH - ]) at finde hhv. , koncentrationerne af [OH - ] eller [H + ]. Selvom de i de fleste tilfælde for nemheds skyld ikke bruger de absolutte værdier af koncentrationer, men deres decimallogaritmer taget med det modsatte fortegn - henholdsvis hydrogenindekset ( pH ) og hydroxylindekset ( pOH ).

Da K in er en konstant, vil koncentrationen af hydroxidioner OH - falde, når en syre (H + ioner) tilsættes til en opløsning , og omvendt. I et neutralt miljø [H + ] = [OH - ] = mol / l. Ved en koncentration på [H + ] > 10 −7 mol/l (henholdsvis en koncentration på [OH − ] < 10 −7 mol/l), vil miljøet være surt ; Ved en koncentration på [OH - ] > 10 -7 mol/l (henholdsvis en koncentration på [H + ] < 10 -7 mol/l) - alkalisk . ${\sqrt {10^{{-14}}}}=10^{{-7}}$

Ioniske produkter af andre opløsningsmidler

Det ioniske produkt kan beregnes ikke kun for vand. Det ioniske produkt af vand er kun en (selvom praktisk talt den vigtigste) af autoprotolysekonstanterne .

Se også

Noter

↑ Ravdels opslagsbog s. 127 . Hentet 3. november 2021. Arkiveret fra originalen 7. marts 2022. (Russisk)