If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

თუ ვებფილტრს იყენებთ, დარწმუნდით, რომ *.kastatic.org და *.kasandbox.org დომენები არ არის დაბლოკილი.

ძირითადი მასალა

კურსი: ქიმია > თემა 9

გაკვეთილი 1: მჟავები, ფუძეები და pH
მეცნიერება
ქიმია
მჟავები და ფუძეები
მჟავები, ფუძეები და pH
© 2024 Khan Academyგამოყენების პირობებიკონფიდენციალურობის პოლიტიკაშენიშვნა ქუქი-ჩანაწერებზე

წყლის თვითიონიზაცია და Kw

Google–ის საკლასო ოთახი
წყლის თვითიონიზაცია, თვითიონიზაციის მუდმივა Kw და დამოკიდებულება [H⁺]-ს და [OH⁻]-ს შორის წყალხსნარში. 

საკვანძო საკითხები

  • წყალმა შეიძლება, განიცადოს თვითიონიზაცია და წარმოქმნას H3O+ და OH− იონები.
  • წყლის თვითიონიზაცის მუდმივა, Kw, არის 10−14 25∘C-ზე.
  • ნეიტრალურ ხსნარში [H3O+]=[OH−]
  • მჟავას ხსნარში [H3O+]>[OH−]
  • ტუტეს ხსნარში [OH−]>[H3O+]
  • წყალხსნარებში 25∘C-ზე შემდეგი დამოკიდებულება ყოველთვის მართალია:
Kw=[H3O+][OH−]=10−14
pH+pOH=14
  • წყლის [H3O+]-ად და [OH−]-ად თვითიონიზაციის წვლილი საკმაოდ მნიშვნელოვანია ძალიან განზავებული მჟავებისა და ფუძეების ხსნარების შემთხვევაში.

წყალი ამფოტერულია

წყალი ერთ-ერთი ყველაზე ხშირი გამხსნელია მჟავურ-ფუძურ რეაქციაში. როგორც განვიხილეთ წინა სტატიაში ბრენსტედ-ლოურის მჟავებისა და ფუძეების შესახებ, წყალი ამფოტერულია, ანუ მას შეუძლია, მოიქცეს, როგორც ბრენსტედ-ლოურის მჟავას ან ფუძეს.

სავარჯიშო 1: რეაქციაში წყლის როლის დადგენა

განსაზღვრეთ, შემდეგ რეაქცებში წყალი მჟავის როლს თამაშობს, ფუძის როლს თუ არცერთს.
1

წყლის თვითიონიზაცია

რადგან მჟავა და ფუძე ერთმანეთთან რეაქციაში შედის, ეს გულისხმობს, რომ წყალს საკუთარ თავთან შეუძლია რეაქციაში შესვლა! შეიძლება, უცნაურად ჟღერდეს, მაგრამ ეს მართლაც ხდება−წყლის მოლეკულები ერთმანეთში მიმოცვლიან პროტონებს მცირე რაოდენობით. ჩვენ ამ პროცესს ვუწოდებთ წყლის თვითიონიზაციას.
პროტონების გაცვლა შეგვიძლია, გამოვსახოთ შემდეგი დაბალანსებული განტოლებით:
 H2O(ხს)+H2O(ხს)⇌H3O+(ხს)+OH−(ხს)
წყლის ორი მოლეკულის მოდელი, სადაც წყლის თითოეული მოლეკულა წარმოდგენილია, როგორც წითელი სფერო (ჟანგბადი), რომელიც დამაგრებულია ორ ნაცრისფერ სფეროზე (წყალბადი). მიღებული ნივთიერებებია ჰიდრონიუმის იონი, რომელსაც აქვს 3 წყალბადი და დადებითი მუხტი, და ჰიდროქსიდი, რომელსაც აქვს ერთი წყალბადი და უარყოფითი მუხტი.
წყლის ერთი მოლეკულა პროტონს (ნარინჯისფერ ბურთულას) აძლევს მეზობელ მოლეკულას, რომელიც ამ პროტონის მიღებით მოქმედებს, როგორც ბრონსტედ-ლოურისეული ფუძე. შექცევადი ფუძე-მჟავა რეაქციის პროდუქტებია ჰიდრონიუმი და ჰიდროქსიდი.
წყლის ერთი მოლეკულა გასცემს პროტონს და იქცევა, როგორც ბრონსტედ-ლოურისეული მჟავა, ხოლო წყლის სხვა მოლეკულა იღებს პროტონს და იქცევა, როგორც ბრონსტედ-ლოურისეული ფუძე. ამის შედეგად წარმოიქმნება ჰიდრონიუმისა და ჰიდროქსიდის იონები 1:1 მოლარული ფარდობით. ნებისმიერ სუფთა წყალში ჰიდრონიუმის, H3O+ და ჰიდროქსიდის, OH−, კონცენტრაცია ტოლი უნდა იყოს:
[H3O+]=[OH−]  სუფთა წყალში
მიაქციეთ ყურადღება, რომ ეს პროცესი მყისიერად შექცევადია. რადგანაც წყალი სუსტი მჟავა და სუსტი ფუძეა, ჰიდრონიუმისა და ჰიდროქსიდის იონები, არაიონიზირებულ წყალთან შედარებით, ძალიან მცირე კონცენტრაციებით არსებობენ. რამდენად მცირეა ეს კონცენტრაციები? მოდით, ეს გავიგოთ ამ რეაქციის წონასწორობის მუდმივის გამოსახვით (ასევე ეწოდება „თვითიონიზაციის მუდმივა“), რომელსაც აქვს სპეციალური სიმბოლო Kw.

თვითიონიზაციის მუდმივა, Kw

თვითიონიზაციის მუდმივას გამოსახულებაა
Kw=[H3O+][OH−](ტოლობა 1)
გახსოვდეთ, რომ, როდესაც წონასწორობის გამოსახულებებს ვწერთ, მყარი და თხევადი ნივთიერებების კონცენტრაციებს არ ვითვალისწინებთ. აქედან გამომდინარე, ჩვენი Kw-ს გამოსახულება არ ითვალისწინებს წყალს, რომელიც სუფთა სითხეა.
ჩვენ შეგვიძლია, დავთვალოთ Kw-ს მნიშვნელობა 25∘C-ზე [H3O+]-ს გამოყენებით, რომელიც დაკავშირებულია წყლის pH-თან. 25∘C-ზე სუფთა წყლის pH არის 7. აქედან გამომდინარე, შეგვიძლია, გამოვთვალოთ სუფთა წყალში არსებული ჰიდრონიუმის იონების კონცენტრაცია:
[H3O+]=10−pH=10−7 მოლი/ლ  25∘C-ზე
ბოლო სექციაში ვნახეთ, რომ ჰიდრონიუმი და ჰიდროქსიდი 1:1 მოლარულ ფარდობას ქმნის სუფთა წყლის თვითიონიზაციისას. ეს დამოკიდებულება შეგვიძლია, გამოვიყენოთ სუფთა წყალში 25∘C-ზე ჰიდროქსიდის კონცენტრაციის გამოსათვლელად:
[OH−]=[H3O+]=10−7 მოლი/ლ  25∘C-ზე
ცოტა რთული წარმოსადგენია, მაგრამ 10−7 ძალიან მცირე რიცხვია! წყალში მოლეკულების მხოლოდ მცირე ნაწილი იქნება იონიზებულ მდგომარეობაში.
ახლა, როცა ვიცით [OH−] და [H3O+], შეგვიძლია, გამოვიყენოთ ეს მნიშვნელობები ჩვენს წონასწორობის გამოსახულებაში, რათა გავიგოთ Kw 25∘C-ზე:
Kw=(10−7)×(10−7)=10−14  25∘C-ზე
ცოდნის შემოწმება: ჰიდროქსიდის და ჰიდრონიუმის რამდენი იონია 1 ლიტრ წყალში 25∘C-ზე?

ურთიერთდამოკიდებულება თვითიონიზაციის მუდმივას, pH-ს, და pOH-ს შორის

ის, რომ Kw უდრის 10−14-ს 25∘C-ზე, გვაძლევს საინტერესო და გამოსადეგ ახალ განტოლებას. თუ წინა სექციაში მოცემული ტოლობა 1-ის ორივე მხარის უარყოფით ლოგარითმს ამოვიღებთ, მივიღებთ შემდეგს:
−log⁡Kw=−log⁡([H3O+][OH−])=−(log⁡[H3O+]+log⁡[OH−])=−log⁡[H3O+]+(−log⁡[OH−])=pH+pOH
ჩვენ შეგვიძლია −log⁡Kw შევამოკლოთ როგორც pKw, რაც 25∘C-ზე 14-ის ტოლია:
pKw=pH+pOH=14  25∘C−ზე(ტოლობა 2)
შესაბამისად, pH-ისა და pOH-ის ჯამი ყოველთვის იქნება 14 ნებისმიერი წყალხსნარისთვის 25∘C-ზე. გაითვალისწინეთ, რომ ეს დამოკიდებულება არ შენარჩუნდება სხვა ტემპერატურებზე, რადგან Kw ტემპერატურაზეა დამოკდებული!

მაგალითი 1: [OH−]-ის გამოთვლა pH-ისგან

წყალხსნარის pH 25∘C-ზე არის 10.
იპოვეთ ხსნარში ჰიდროქსიდის იონების კონცენტრაცია?

მეთოდი 1: ტოლობა 1-ის გამოყენება

ამ ამოცანის ერთი გზა არის, პირველად [H+] ვიპოვოთ pH-ისგან:
[H3O+]=10−pH=10−10მოლი/ლ
[OH−] შეგვიძლია, გამოვიანგარიშოთ ტოლობა 1-ის გამოყენებით:
Kw=[H3O+][OH−]   გადააჯგუფეთ, რომ იპოვოთ [OH−][OH−]=Kw[H3O+]ჩასვით Kw-ისა და [H3O+]−ისმნიშვნელობები=10−1410−10=10−4 მოლი/ლ

მეთოდი 2: ტოლობა 2-ის გამოყენება

[OH−]-ის გამოთვლა სხვანაირად შეიძლება ხსნარის pOH-ისგან. შეგვიძლია, გამოვიყენოთ ტოლობა 2, რომ ხსნარის pOH გამოვთვალოთ pH-ისგან. ტოლობა 2-ის გადაჯგუფების და pOH-ის მიმართ ამოხსნით ვიღებთ:
pOH=14−pH=14−10=4
ახლა [OH−]-ის საპოვნელად შეგვიძლია, გამოვიყენოთ pOH-ის განტოლება.
[OH−]=10−pOH=10−4 მოლი/ლ
ნებისმიერი მეთოდის გამოყენებისას წყალხსნარის, რომლის pH-ც არის 10 25∘C-ზე, ჰიდროქსიდის კონცენტრაცია არის 10−4 მოლი/ლ.

მჟავა, ტუტე და ნეიტრალური ხსნარების განსაზღვრებები

ვნახეთ, რომ სუფთა წყალში H3O+-ისა და OH−-ის კონცენტრაციები ტოლია და ორივეს მნიშვნენლობაა 10−7 მოლი/ლ 25∘C-ზე. როცა ჰიდრონიუმისა და ჰიდროქსიდის კონცენტრაციები ტოლია, ვამბობთ, რომ ხსნარი ნეიტრალურია. წყალხსნარი ასევე შეიძლება, იყოს მჟავა ან ტუტე ხსნარი H3O+-ისა და OH−-ის კონცენტრაციებიდან გამომდინარე.
  • ნეიტრალურ ხსნარში [H3O+]=[OH−]
  • მჟავა ხსნარში [H3O+]>[OH−]
  • ტუტე ხსნარში [OH−]>[H3O+]

სავარჯიშო 2: წყლის pH-ის გამოთვლა 0∘C-ზე

თუ სუფთა წყლის pKw 0∘C-ზე არის 14,9, რას უდრის სუფთა წყლის pH ამ ტემპერატურაზე?
აირჩიეთ 1 პასუხი:

სავარჯიშო 3: pKw-ს გამოთვლა 40∘C-ზე

სუფთა წყლის pH 40∘C-ზე არის 6,75.
ამ ინფორმაციაზე დაყრდნობით რას უდრის წყლის pKw 40∘C-ზე?
აირჩიეთ 1 პასუხი:

თვითიონიზაცია და ლეშატელიეს პრინციპი

ვიცით, რომ სუფთა წყალში ჰიდროქსიდისა და ჰიდრონიუმის კონცენტრაციები ტოლია, თუმცა გვაინტერესებს ისეთი წყალხსნარების შესწავლა, რომლებიც სხვა მჟავებსა და ტუტეებს შეიცავს. რა ემართება ამ შემთხვევაში [H3O+]-სა და [OH−]-ს?
როდესაც სხვა მჟავებს ან ფუძეებს წყალში ვხსნით, [H3O+]-ს და /or [OH−]-ს ისე ვცვლით, რომ კონცენტრაციების პროდუქტი Kw-ს ტოლი აღარ იყოს. ეს ნიშნავს, რომ რეაქცია წონასწორობაში აღარაა. საპასუხოდ, ლეშატელიეს პრინციპი გვეუბნება, რომ, კონცენტრაციის ცვლილების გამო, რეაქცია გადაიხრება და წარმოქმნის ახალ წონასწორობას.
მაგალითად, რა მოხდება, თუ სუფთა წყალს მჟავას დავამატებთ? რადგანაც სუფთა წყალს 25∘C-ზე აქვს ჰიდრონიუმის იონების კონცენტრაცია 10−7მ-ს ტოლი, დამატებული მჟავა გაზრდის H3O+-ს კონცენტრაციას. იმისათვის, რომ წონასწორობას დაუბრუნდეს, რეაქციისთვის ხელსაყრელი იქნება შებრუნებული რეაქცია, რათა გამოიყენოს დამატებითი H3O+. ეს გამოიწვევს OH−-ის კონცენტრაციის იქამდე შემცირებას, სანამ [H3O+]-ს და [OH−]-ს პროდუქტი ისევ 10−14-ის ტოლი არ იქნება.
როცა რეაქცია ახალ წონასწორულ მდგომარეობას მიაღწევს, გვეცოდინება, რომ:
  • [H+]>[OH−] რადგანაც დამატებულმა მჟავამ გაზარდა [H+]. აქედან გამომდინარე, ჩვენი ხსნარი მჟავურია!
  • [OH−]<10−7მ რადგანაც ხელსაყრელმა შებრუნებულმა რეაქციამ შეამცირა [OH−], რათა დაბრუნებულიყო წონასწორობაში.
მნიშვნელოვანია, გვახსოვდეს, რომ ნებისმიერ წყალხსნარში მიმდინარე მჟავა-ფუძის რეაქცია შეიძლება აღიწეროს, როგორც წყლის თვითიონიზაციის მოძრავი წონასწორული კონცენტრაციები. ეს ძალიან გამოსადეგია, რადგანაც შეგვიძლია, გამოვიყენოთ ტოლობა 1 და ტოლობა 2 წყალხსნარში მიმდინარე ყველა მჟავა-ფუძის რეაქციისთვის და არა — მხოლოდ სუფთა წყლისთვის!

თვითიონიზაცია მნიშვნელოვანია ძალიან განზავებული მჟავას და ფუძის ხსნარებისთვის

წყლის თვითიონიზაციას, ჩვეულებრივ, ახსენებენ მაშინ, როცა პირველად ვსწავლობთ მჟავებისა და ფუძეების შესახებ და ის გამოიყენება ზოგიერთი ამ სტატიაში განხილული ძალიან მნიშვნელოვანი განტოლების გამოსაყვანად. მიუხედავად ამისა, ხშირად გამოვთვლით [H+]-ს და pH-ს წყლის თვითიონიზაციის კონტრიბუციის გარეშე. ამის მიზეზი შემდეგში მდგომარეობს: თვითიონიზაციის კონტრიბუცია შედარებით ცოტა იონს ეხება, დამატებით მჟავიდან ან ფუძიდან მიღებულ ჯამურ [H+] და [OH−] იონებთან შედარებით.
ერთადერთი სიტუაცია, რომლის დროსაც დაგვჭირდება, გვახსოვდეს წყლის თვითიონიზაცია, არის, როცა ჩვენი მჟავა ან ფუძე ძალიან განზავებულია. პრაქტიკაში, ეს ნიშნავს, რომ წყლის თვითიონიზაციის როლი გასათვალისწინებელია მაშინ, როცა H+-ის ან OH−-ის კონცენტრაციები 10−7მ-სგან განსხვავდება ~2 რიგით (ანუ ხარისხის მაჩვენებელი იქნება -5-დან -9-მდე). ახლა განვიხილავთ მაგალითს, თუ როგორ დავთვალოთ ძლიერ განზავებული მჟავას ხსნარის pH.

მაგალითი 2: ძალიან განზავებული მჟავის ხსნარის pH-ის გამოთვლა

მოდი დავთვალოთ 6,3×10−8მ HCl-ის ხსნარის pH. HCl წყალში მთლიანად დისოცირდება, აქედან გამომდინარე ხსნარში ჰიდრონიუმის იონების კონცენტრაცია HCl-ის გამო, ასევე 6,3×10−8მ იქნება.

ცდა 1: წყლის თვითიონიზაციის უგულებელყოფა

თუ უგულებელვყოფთ წყლის თვითიონიზაციას და მხოლოდ pH-ის ფორმულას გამოვიყენებთ, მივიღებთ:
pH=−log[H+]=−log[6,3×10−8]=7,20
მარტივია! ახლა გვაქვს მჟავას წყალხსნარი, რომლის pH 7-ზე მეტია. მაგრამ, მოიცადეთ, ეს ხომ ფუძის ხსნარის მახასიათებელია? რაღაც რიგზე არ არის!

ცდა 2: [H+]-ში თვითიონიზაციის კონტრიბუციის გათვალისწინება

რადგანაც ამ ხსნარის კონცენტრაცია ძლიერ განზავებულია, ქლორწყალბადმჟავადან მიღებული ჰიდრონიუმის იონების კონცენტრაცია ახლოსაა [H+]-ში წყლის თვითიონიზაციის კონტრიბუციასთან. ეს ნიშნავს:
  • უნდა გავითვალისწინოთ [H+]-ში თვითიონიზაციის კონტრიბუცია
  • რადგანაც წყლის თვითიონიზაცია წონასწორული რეაქციაა, ჯამური [H+] უნდა გავიგოთ Kw-ს გამოსახულების გამოყენებით:
Kw=[H+][OH−]=1,0×10−14
თუ დავუშვებთ, რომ x არის H+-ის და OH−-ის წონასწორულ კონცენტრაციაში თვითიონიზაციის წვლილი, წონასწორული კონცენტრაციები შემდეგნაირად იქნება:
[H+]=6,3×10−8M+x
[OH−]=x
შევიტანოთ ეს კონცენტრაციები წონასწორობის გამოსახულებაში და მივიღებთ:
Kw=(6,3×10−8M+x)x=1,0×10−14=x2+6,3×10−8x
გადავალაგოთ ეს გამოსახულება ისე, რომ ყველაფერი 0-ის ტოლი იყოს, და მივიღებთ შემდეგ კვადრატულ განტოლებას:
0=x2+6,3×10−8x−1,0×10−14
x-ს ამოხსნა შეგვიძლია კვადრატული განტოლების საშუალებით, რომელიც შემდეგ ამოხსნებს გვაძლევს:
x=7,3×10−8M,−1,4×10−7მოლი/ლ
რადგანაც OH−-ის კონცენტრაცია უარყოფითი ვერ იქნება, გამოვრიცხოთ მეორე ამოხსნა. H+-ის წონასწორული კონცენტრაციის გასაგებად თუ შევიტანთ x-ის პირველ მნიშვნელობას და გამოვთვლით pH-ს, მივიღებთ:
pH=−log[H+]=−log[6,3×10−8+x]=−log[6,3×10−8+7,3×10−8]=−log[1,36×10−7]=6,87
აქედან გამომდინარე, ვხედავთ, რომ, როცა ვითვალისწინებთ წყლის თვითიონიზაციას, HCl-ის ძლიერ განზავებულ ხსნარს აქვს მცირედ მჟავა pH. კიდევ კარგი!

შეჯამება

  • წყალმა შეიძლება განიცადოს თვითიონიზაცია და წარმოქმნას H3O+ და OH− იონები.
  • წყლის თვითიონიზაცის მუდმივა, Kw, არის 10−14 25∘C-ზე.
  • ნეიტრალურ ხსნარში [H3O+]=[OH−]
  • მჟავა ხსნარში [H3O+]>[OH−]
  • ტუტე ხსნარში [OH−]>[H3O+]
  • წყალხსნარებში 25∘C-ზე შემდეგი დამოკიდებულება ყოველთვის მართალია:
Kw=[H3O+][OH−]=10−14
pH+pOH=14
  • წყლის [H3O+]-ად და [OH−]-ად თვითიონიზაციის წვლილი საკმაოდ მნიშვნელოვანია ძალიან განზავებული მჟავებისა და ფუძეების ხსნარების შემთხვევაში.

გსურთ, შეუერთდეთ დისკუსიას?

შესვლა
პოსტები ჯერ არ არის.
გესმით ინგლისური? დააწკაპუნეთ აქ და გაეცანით განხილვას ხანის აკადემიის ინგლისურენოვან გვერდზე.