Гидросфера
Водневий показник є кількісною характеристикою кислотності водневих розчинів і обчислюється, виходячи з константи дисоціації води. Як відомо, константа дисоціації — це відношення добутку концентрацій іонів до концентрації недисоційованих молекул. У нашому випадку:
, де [Н+], [ОН–] і [Н2О] відповідно концентрації іона водню, гідроксид-іона і молекул води. Як ми вже підкреслювали, кількість дисоційованих молекул води (1 до 109) така мала, що концентрація недисоційованих молекул практично дорівнює загальній концентрації води. Узявши об’єм води 1 літр (1000g), визначимо в ньому кількість молей води: 1000: 18 = 55,5 mol/l. Звідси, перетворивши попереднє рівняння у , отримаємо ліворуч сталу величину, яка дорівнює саме добутку концентрацій іонів водню і гідроксил-іонів. Позначають її і називають іонним добутком води.
Концентрацію Н+ визначають за термодинамічною активністю іонів Н+ у розчині (у mol/l) або обчислюють за величиною електропровідності води. За 25°С концентрація Н+ дорівнює 10–7 mol/l. Отже, іонний добуток води .
Очевидно, що у чистій воді концентрація іонів Н+ і ОН– однакова і кислотність буде нейтральною. У розчинах, які містять кислоти, концентрація іонів Н+ підвищиться, наприклад, до 10–5 mol/l, а оскільки , то концентрація гідроксил-іона понизиться до 10–9 mol/l
На практиці цей показник виражають через десятичний логарифм концентрації іонів водню, узятий з оберненим знаком і позначають символом рН.
Для нейтрального розчину будь-якої речовини, як і для чистої води, рН = –lg [H+] = – lg 10–7 = 7, а якщо [H+] = 10–10, то рН = 10, за 10–3 рН = 3 і т. д. Отже, рН може змінюватись від 1 до 14. Іонна рівновага порушується в разі зміни зовнішніх умов, наприклад, за введення до розчину іншої речовини, яка здатна дисоціювати з утворенням H+ або ОH– іона. Так, якщо до водного розчину етанової кислоти, яка є слабким електролітом і дисоціює з утворенням іонів СН3СОО– і H+ (система І), добавити її натрієву сіль, що також здатна дисоціювати на іони СН3СОО–1 і Nа+ (система ІІ), то матимемо новий розчин (система ІІІ):
І. СН3СООН Н+ + СН3СОО–.
ІІ. СН3СООNа Nа+ + СН3СОО–.
ІІІ. СН3СООН + СН3СООNа Н+ + Nа+ + 2 СН3СОО–.
Як бачимо, уведення до розчину етанової кислоти її солі збільшило (відносно Н+) концентрацію іонів СН3СОО–, порушивши іонну рівновагу. Згідно з принципом ле Шательє, для встановлення іонної рівноваги системи ІІІ треба, щоб у системі І рівновага змістилась ліворуч, тобто зменшилася ступінь дисоціації етанової кислоти. З розглянутого можна зробити такий висновок: уведення до розчину слабкого електроліту будь-якого з його іонів зменшує ступінь дисоціації цього електроліту.