Dysocjacja wody. Reakcja zobojętniania
Gdy mowa o wzajemnym wpływie słabych kwasów lub zasad i ich soli na stan dysocjacji w roztworze wodnym, pamiętać należy, że i sama woda jest również zdysocjowana w myśl równania: nonII oír.
Stopień dysocjacji wody jest wprawdzie minimalny, tak iż 1 g jonów wodorowych (lub 17 g jonów wodorotlenowych) zawarty jest w 10 milionach (107) litrów wody w 25°C. Do dysocjacji wody jako elektrolitu bardzo słabego można zastosować prawo działania mas: [U] l.o u -1 _}. [HOII] [H1] [OH j — K [HOH],
Ponieważ stopień dysocjacji wody jest bardzo niewielki, więc stężenie cząsteczek niezdysocjowanych wody [HOHJ jest prawie równe stężeniu całkowitemu wody, a to jest mniej więcej takie samo w czystej wodzie, jak i w rozcieńczonych wodnych roztworach elektrolitów i wynosi 1000 : 18 = 55,5 gramocząsteczek w litrze. Prawa strona powyższego równania, jako iloczyn dwóch wielkości stałych, jest również stała, a tym samym i lewa strona, przedstawiająca iloczyn stężeń (ściślej : aktywności) jonów wodorowych i wodorotlenowych, musi być stała: [ff] [Oli 1 = Kw. (VI,14)
Stała ta nazywa się iloczynem jonowym wody.' W 25°C wartość jej wynosi 10—14 i zwiększa się w miarę wzrostu temperatury (tabl. 7). Tablica 7 Iloczyn jonowy wody i fi K,r [II+] = [OH]
– 0 0,5-10-9 0,78-iO 18 2,8 -10-»
– 18 1,4 10 8 0,61 -10 11 7,8 -10-8
– 25 1,8-10-» i,o-io-” 1,0 -10-7
– 2,6-10 9 2,1 10- ” 1,45- 10-7
– 50 4,2-10-8 5,4-10-” 2,3 -10-7
Każdy roztwór wodny zawiera więc zarówno jony H, jak i OH-. W czystej wodzie, o odczynie obojętnym, jak również w innych roztworach obojętnych stężenia obu rodzajów jonów są sobie równe i w 25°C każde z nich wynosi 10-7 gramorównoważnika/litr. Roztwory kwaśne zawierają większe stężenie jonów wodorowych, a mniejsze — wodorotlenowych, roztwory zasadowe — odwrotnie. Zawsze jednak iloczyn obu stężeń ma tę samą wartość 1(M4. Jony H+ i OH- nie mogą więc istnieć obok siebie w większych stężeniach.
Gdy do roztworu mocnego kwasu zawierającego jony H+ w znacznym stężeniu wprowadzi się mocną zasadę wytwarzającą jony OH-, jony, te połączą się z tamtymi prawie całkowicie na niezdysocjowane cząsteczki wody, w roztworze zaś pozostaną kationy zasady obok anionów kwasu. Reakcja pomiędzy kwasem i zasadą, znana jako reakcja zobojętniania, np.:
HC1 NaOH = NaCl HOH lub uwzględniając dysocjację: z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej polega na łączeniu się jonów H- i OH- na niezdysocjonowane cząsteczki wody: + OH == H20.
Jony zaś wchodzące w skład powstającej przy tym soli (w przytoczonym przykładzie Na+ i CI-) nie biorą właściwie żadnego udziału w reakcji. Że tak jest w istocie, świadczy o tym fakt, że ilość ciepła wydzielającego się podczas zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą jest zawsze mniej więcej jednakowa, niezależnie od rodzaju kwasu i zasady, i wynosi 13,7 kcal na gramocząsteczkę utworzonej wody.
W nieco silniejszym stopniu występują własności kwasowe w nadtlenku wodoru (por. § 35), Dla jego stałej dysocjacji znaleziono wartość K_ [H+] [HOą ] [H202]