B6.2 Vands selvionisering og pH
Selv det reneste vand leder en lille smule strøm. Der må altså være ioner i det. De kommer fra vandet selv: nogle få vandmolekyler har givet en hydron videre til et andet vandmolekyle. Det er den reaktion, hele pH-skalaen bygger på.
Vand reagerer med sig selv
Vand er en amfolyt. Ét vandmolekyle kan derfor reagere som syre og et andet som base:
2 H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH−(aq)
Reaktionen kaldes vands selvionisering. Ligevægten ligger meget langt mod venstre. I rent vand er der kun én oxoniumion for hver 550 millioner vandmolekyler.
Vands ionprodukt
Selvioniseringen er en ligevægt, så ligevægtsloven gælder. Vand er opløsningsmidlet og er ikke med i reaktionsbrøken, ligesom det faste salt ikke var det i afsnit B2.7. Ligevægtskonstanten kaldes vands ionprodukt, Kv. Du brugte det allerede i afsnit 7.4 i bogen til C-niveau:
\[ K_\mathrm{v} = [\mathrm{H_3O^+}] \cdot [\mathrm{OH^-}] = 1{,}0 \cdot 10^{-14}\ \mathrm{M^2} \]
Værdien gælder ved 25 °C. Ionproduktet gælder ikke kun i rent vand, men i alle vandige opløsninger. Tilsætter man en syre, stiger [H3O+], og så må [OH−] falde tilsvarende, så produktet stadig er 1,0 · 10−14 M2.
Selv i en stærk syre er der hydroxidioner, og selv i en stærk base er der oxoniumioner. Der er bare meget få af dem.
Rent vand er neutralt
I rent vand dannes der én hydroxidion for hver oxoniumion. De to koncentrationer er derfor lige store. Kaldes de begge x, giver ionproduktet
\[ x \cdot x = 1{,}0 \cdot 10^{-14}\ \mathrm{M^2} \]
\[ x = \sqrt{1{,}0 \cdot 10^{-14}\ \mathrm{M^2}} = 1{,}0 \cdot 10^{-7}\ \mathrm{M} \]
x angiver her koncentrationen af oxoniumioner i rent vand. Den er 1,0 · 10−7 M, og det giver pH 7,00. Det er grunden til, at netop 7 er det neutrale punkt på pH-skalaen.
| Opløsningen er | Koncentrationerne | pH ved 25 °C |
|---|---|---|
| sur | [H3O+] er større end [OH−] | under 7 |
| neutral | [H3O+] er lig med [OH−] | 7 |
| basisk | [H3O+] er mindre end [OH−] | over 7 |
pH og pOH
pH er defineret ud fra koncentrationen af oxoniumioner. Det kender du fra afsnit 7.4 i bogen til C-niveau.
\[ \mathrm{pH} = -\log\,[\mathrm{H_3O^+}] \qquad\qquad [\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}\ \mathrm{M} \]
På samme måde defineres pOH ud fra koncentrationen af hydroxidioner:
\[ \mathrm{pOH} = -\log\,[\mathrm{OH^-}] \qquad\qquad [\mathrm{OH^-}] = 10^{-\mathrm{pOH}}\ \mathrm{M} \]
Tager man −log på begge sider af vands ionprodukt, får man en enkel sammenhæng mellem de to:
\[ \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14{,}00 \]
Skalaen er ikke lineær. Hver gang pH falder med 1, bliver koncentrationen af oxoniumioner 10 gange større. En opløsning med pH 2 er altså 1000 gange så sur som en med pH 5.
Skalaen har ikke noget fast start og slut, selv om de fleste opløsninger ligger mellem 0 og 14. Er [H3O+] større end 1 M, er pH negativ, og er [OH−] større end 1 M, er pH over 14. I saltsyre med koncentrationen 10 M er pH −1, og pOH er 15. De mest koncentrerede syrer og baser kommer endnu lidt længere ud, så i praksis går pH fra lidt under −1 til over 15.
Regnefirkanten
Kender du ét af de fire tal, kan du finde de tre andre.
Hvor mange decimaler?
I en pH-værdi er det kun decimalerne, der tæller som betydende cifre. Tallet foran kommaet viser bare tierpotensen. En koncentration med to betydende cifre giver derfor en pH-værdi med to decimaler: 2,5 · 10−3 M giver pOH 2,60.
Temperaturen flytter det neutrale punkt
Vands selvionisering er en endoterm reaktion. Når temperaturen stiger, forskydes ligevægten mod højre, og Kv bliver større. Det følger af reglerne i afsnit B2.6.
Ved 37 °C er Kv omkring 2,4 · 10−14 M2. Rent vand har så pH 6,81. Det er stadig neutralt, for der er lige mange oxoniumioner og hydroxidioner. Neutral betyder altså ikke altid pH 7. I denne bog regner vi ved 25 °C, hvor det passer.