IONIZAREA APEI

IONIZAREA APEI

Apa obisnuita prezinta o conductibilitate electrica destul de mare datorita sarurilor care se afla dizolvate in ea. Prin distilare repetata, pe masura ce se purifica, conductibilitatea ei scade treptat pana atinge o marime constanta caracteristica pentru apa pura. Din punct de vedere chimic, apa este un electrolit amfoter sau amfiprotic (v. 6.1.2) ideal deoarece este in aceeasi masura acid si baza. Slaba sa concuctibilitate, chiar cand este in stare pura, se datoreste ionizarii conform ecuatiei:

H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^- sau

H₂O H⁺ + OH^-

(folosirea ecuatiei simplificate permite sa se utilizeze conventional si in cazul apei termenul uzual de disociere electrolitica in loc de ionizare). Gradul de disociere electrolitica al apei determinat prin conductibilitate electrica este deosebit de mic: la 22^oC are valoarea 1,410^-9. Cu toate acestea, prezenta unor cantitati foarte mici de ioni H₃O⁺ si OH^- in apa influenteaza in mod considerabil proprietatile solutiilor apoase ale electrolitilor, precum si mersul reactiilor in mediu apos, ceea ce prezinta atat interes practic cat si teoretic. Constanta termodinamica de echilibru K_a^' este:

(6.19)

1. Produsul ionic al apei

Deoarece apa disociaza electrolitic foarte slab, concentratia moleculelor de apa ramasa nedisociata este practic egala cu concentratia initiala, deci a_H2O = const. incat ecuatia (6.19) devine:

(6.20)

Din aceasta relatie rezulta ca produsul activitatii ionilor H⁺ si OH^-, pentru o temperatura data este o marime constanta (notata cu K_w ) si se numeste produs ionic al apei sau constanta autoprotolitica. La temperatura de 22^oC, K_w = 10^-14. Este cunoscut ca a = fc, (unde f=factor de activitate, iar c=concentratie molara). In apa pura, factorul de activitate f al ionilor H⁺ si OH^- este egal cu 1, incat activitatile ionilor devin egale cu concentratiile lor molare:

De aceea, constanta termodinamica de echilibru coincide cu constanta de concentratie:

` (6.21)

iar constanta autoprotolitica coincide cu produsul concentratiilor ionilor de hidrogen si hidroxil:

K_w = [H⁺][OH^-] (6.22)

Valoarea numerica a produsului ionic al apei se calculeaza astfel: masa unui litru de apa este 1000 g; un mol de apa = 18 g. Deci, la un litru de apa se afla 1000/18 = 55,56 moli, care reprezinta concentratia molara a apei [H₂O] = 55,56 moli/L.

Inlocuind valoarea K_a^' din (6.19) in relatia (6.21) se obtine:

K_w = [H⁺][OH^-]=[H₂O]1,810^-16=10^-14 (6.23)

Pentru ca [H⁺] = [OH^-] se poate scrie:

[H⁺][OH^-] = [H⁺]² = 10^-14 (6.24)

de unde: (6.25)

Din relatia (6.24) rezulta:

(6.26)

In solutie acida, exista in permanenta alaturi de H⁺ si ioni OH^- si invers, in solutie bazica, alaturi de ioni OH^- exista si ioni H⁺ atat cat produsul concentratiilor lor la 22^oC sa fie egal cu 10^-14 ioni g/L.

Astfel, intr-o solutie acida [H⁺] > 10^-7, iar [OH^-] < 10^-7, intr-o solutie bazica [H⁺] < 10^-7 si [OH^-] > 10^-7, iar intr-o solutie neutra [H⁺] = [OH^-] = 10^-7.

Deoarece acizii si bazele tari sunt total disociate, concentratia in ioni H⁺ si OH^- se poate cunoaste direct din concentratia solutiei de acid sau baza. Astfel, o solutie 1n de acid tare are [H⁺] = 1; o solutie 0,1n are [H⁺] = 0,1 etc. (v. tabel 7).

Tabelul 7

Concentratia ionilor de hidrogen si hidroxil in solutii de acizi tari si

baze tari de normalitati diferite

2. Exponentul de hidrogen. Scara de pH a solutiilor.

Exprimarea mai comoda si practica a concentratiei in ioni de H⁺ sau OH^- s-a facut logaritmic (S. Srensen 1909). De exemplu, la o solutie cu [H⁺] = 10^-7, prin inlocuirea puterii (-7) cu pH (exponent, puterea lui 10) se obtine:

[H⁺] = 10^-pH (6.27)

Prin logaritmare rezulta:

lg[H⁺] = -pHlg10 = -pH sau pH = -lg[H⁺] (6.28)

Deci, pH-ul este logaritmul zecimal cu semn negativ al concentratiei ionilor de hidrogen. Astfel, solutiile acide au pH < 7, cele bazice pH > 7, cele neutre pH = 7 (punctul 0). Similar, concentratia [OH^-] se exprima prin pOH.

Deoarece pH + pOH = 14 o solutie acida cu pH = 3 are pOH = 11 etc.

In figura 38 se prezinta scara pH-ului pentru solutii acide si bazice de concentratii diferite in H⁺ si OH^- exprimate in ioni g/L.

[OH^-] 10^-14 10^-13 10^-12 10^-11 10^-10 10^-9 10^-8 10^-7 10^-6 10^-5 10^-4 10^-3 10^-2 10^-1 1

[H⁺] 1 10^-1 10^-2 10^-3 10^-4 10^-5 10^-6 10^-7 10^-8 10^-9 10^-10 10^-11 10^-12 10^-13 10^-14

pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

puternic acid slab acid neutru slab bazic puternic bazic

Fig. 38. Scara de pH si concentratia corespunzatoare ionilor H⁺ si OH^-.

Disociatia electrolitica a apei este un fenomen endoterm in care gradul de disociere creste considerabil cu temperatura, conform principiului lui Le Chatelier-Braun.

Determinarea pH-ului se face fie pe cale colorimetrica cu ajutorul indicatorilor, fie pe cale electrometrica cu ajutorul pH-metrelor.

Cunoasterea pH-ului isi gaseste mari aplicatii in cele mai variate procese industriale precum si la procesele metabolice care se petrec in organismele vii.

O importanta deosebita are in agricultura cunoasterea pH-ului solurilor la cultivarea lor si la folosirea rationala a ingrasamintelor, fiind cunoscut ca exista unele plante de cultura care se dezvolta mai bine numai pe soluri slab acide (cartoful, secara etc.), iar altele pe soluri slab bazice (orzul, graul, sfecla de zahar etc). In prelucrarea si conservarea nutretului pentru vite, valoarea optima a pH-ului (3,7) este hotaratoare pentru evitarea descompunerii substantelor proteice si favorizarea fermentatiei lactice.

Controlul permanent al pH-ului vinurilor permite de asemenea dirijarea fermentatiei malo-lactice care da buchetul vinului si evitarea fermentatiei acetice etc.