Vann og pH

Selvionisering av vann og historie

At vann kan selvionisere ble i 1923 oppdaget samtidig av den danske kjemikeren Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) og engelske kjemikeren Thomas Martin Lowry (1874-1936), o som ledet fram til protolyseteorien for syre-basereaksjoner

Kjemisk rent vann har elektrisk ledningsevne (konduktivitet)  ca. 0.055 mikroSiemns per cm (µS cm^-1) hvor denne ledningsevnen skyldes selvionisering av vann, påpekt allarede av Svante Arrhenius med teorien for elektrolyttisk dissosiasjon som også ga en definisjon av syre og base. Ifølge Arrhenius var en syre en som dissosierer i vann og danner H⁺ g eEn base er et stoff som dissosierer i vann og danner OH^-. Feilen med Arrhenius sin definisjonen er at mange andre stoffer enn vann kan dissosiere og dannet H⁺ og OH^-.Følge Brønsted-Lowry syrebaseteori er syre en protondonor og en base er en protonakseptor. Arrhenius innførte også begrepet aktiveringsenergi som er avhengig av den temperaturen. Og fikk mottok nobelprisen i kjemi i 1903 «som anerkjennelse for ekstraordinær innsats for utviklingen av kjemien med elektrolytt-teorien for dissosiasjon».   

Rent vann og pH

Vannh har amfotere egenskaper hovr ladningstett H⁺ blir overført mellom to like vannmolekyler . Et vannmolekyl virker som en Brønstedsyre og avgir et proton som mottas av det andre vannmolekylet som virker som enBrønsted-base.

Likevektskonstanten for reaksjonen eller ioneproduktet Kw er

K_w= [H₃O⁺][OH^-] og er ca. 10⁻¹⁴ at 25 °C.

Ved pH 7 og 25^oC er konsentrasjonen av [H₃O⁺] og [OH^-] like og 1·10^-7 M

Løsningen er sur hvis [H₃O⁺] er større enn 1·10^-7 M (molar, 1 mol L^-1)

Løsningen er nøytral hvis [H₃O₊] er lik  1·10^-7 M.

Løsningen er basisk hvis [H₃O⁺] er mindre enn 1·10^-7 M.

Legg merke til at dette gjelder ved 25^oC, og endres når temperaturen forandres eller ved trykkforandringer. Den forutsetter at det ikke er ioner fra andre salter til stede jfr. ionestyrke og effekten av likevekt vann med CO₂ i luften. Økt overflatetemperatur gir redusert løselighet av CO₂. Man skal egentlig regne med aktiviteter (a_H3O+), ta hensyn til Debye-Hückel-teori, og ikke konsentrasjonen [H₃O⁺], men noe man ofte gjør for å forenkle det hele.

H⁺ (Lewis syre) + H₂O (Lewisbase) ↔ H₃O⁺

pH er definert som minus til den Briggske logaritmen (grunntall 10) til aktiviteten til hydroniumkonsentrasjonen  [a_H3O+]

pH = -log₁₀[a_H3O+]

Den termodaynmiske likevektskonstanten :

\(\displaystyle K_{eq} =\frac{a_{H_3O^+}\cdot a_{OH^ -}{}}{a^2 _{H_2O}}\)

For tynne løsninger er aktiviteten ca. lik konsentrasjonen og aktiviteten til løsemiddelet vann settes lik 1

K_eq≈ ca. lik K_w= [H₃O+][OH^-] 

Litteratur

Wikipedia

Tilbake til hovedside