Válts MeRSZ+ -ra!

MeRSZ online
okoskönyvtár

Több száz tankönyv egy helyen.
Online. Bárhol. Bármikor.

Erdődi Ferenc, Gergely Pál, Vereb György

Általános és bioszervetlen kémia

A víz disszociációs egyensúlya: Kv, pH és pOH

A kémiailag legtisztább víz is vezeti kismértékben az elektromosságot. A vezetőképesség az oxónium- és a hidroxidionok jelenlétével magyarázható, amelyek a víz disszociációjakor keletkeznek:
 
H2O(l) + H2O(l)
search
 H3O++ OH–
 
Mivel a víz amfoter, nem meglep6, hogy molekulái egymással is reagálnak, bár a víz disszociációjának, ionizációjának mértéke nagyon csekély. Szobahőmérsékleten minden 555 milliomodik vízmolekula disszociál, ezért a disszociálatlan vízmolekulák koncentrációja számottevően nem változik. Az egyensúlyi állandó kifejezésében csak a vízből képződött ionok egyensúlyi koncentrációi szerepelnek:
 
Kv = [H3O+] [OH–] .
 
A fenti kifejezést a víz ionszorzatának (Kv) nevezik. Az egyenlet minden híg vizes oldatra érvényes, függetlenül attól, hogy milyen más feloldott anyagot tartalmaz. A Kv értéke 25 °C-on 1,00·10–14• (Magasabb hőmérsékleten a disszociáció fokozódik, pl. Kv = 9,6·10–14 60 °C-on.) Az oxóniumion helyett hidrogéniont is írhatunk:
 
Kv = [H+] [OH–] = 1,00 10–14 (25 °C-on)
 
A víz disszociációja azonos koncentrációjú H+ és OH– képződésével jár, ezért tiszta vízben a két ion koncentrációja egyenlő:
 
[H+] = [OH–] = 1,00 · 10–7 mol/dm3
 
Az olyan vizes oldatokat, amelyekben a [H+] = 1 · 10–7 mol/dm³, ill. [OH–] = 1·10–1 mol/dm3 semleges (neutrális) oldatoknak tekintjük. Savas oldatokban a [H+] > 10–7 mol/dm3, míg lúgos(bázikus) oldatokban a [H+] < 10–7 mol/dm3.
A víz ionszorzatát alkalmazhatjuksavak vagy bázisok vizes oldataira is. A Le Chatelier-elv értelmében a sav bevitele növeli a H+-koncentrációját, ezért az egyensúly a víz képződése irányába tolódik el, csökkentve a OH–-koncentrációját. Lúg bevitelével a OH–-koncentrációja növekszik, míg a H+-koncentrációja csökken.
 
Példa
Mennyi a 0,01M HCI oldatban a OH–-koncentrációja?
 
A HCI erős sav, ezért vizes oldatában 100% a disszociáció. A H+-koncentrációja tehát azonos a HCI oldat molaritásával, [H+] = 0,01 M. Felhasználva a víz ionszorzatát:
 
Kv= [H+] [OH–] = 1 10–14 ,
search
 .
 
A vizes oldatok kémhatása kifejezhető az oldatok hidrogénion- vagy hidroxidion-koncentrációjával. A pH-skálát azért vezették be, hogy a hidrogénion-koncentráció értékét a hatványkitevős számok használata nélkül is ki lehessen fejezni. A pH és pOH a megfelelőionkoncentráció negatív logaritmusát jelenti:
 
search
 .
 
A pH jelölés a francia „pouvoir hydrogène” kifejezésból ered, jelentése ,,hidrogénkitevő”, a hatványkitevőre utalva. Ily módon a hidrogénion-koncentráció tízszeres változásának 1 pH-egység felel meg. A jelölésmódot kiterjesztették az egyensúlyi állandóra is:
 
pKv = –log Kv = 14,00 ,
pH + pOH = 14,00 .
 
Semleges oldatban:
 
pH = pOH = 7,00 .
 
Savas oldatok pH értéke kisebb 7-nél, míg lúgos oldatokban a pH nagyobb 7-nél. Különböző oldatok pH- és pOH-értékeit a 35. táblázat szemlélteti.
 
35. táblázat. Savas, semleges és lúgos vizes oldatok (25 °C-on)
 
Általános és bioszervetlen kémia

Tartalomjegyzék

Kiadó: Semmelweis Kiadó

Online megjelenés éve: 2026

ISBN: 978 963 331 705 1

Orvostudomány

A könyv feladata, hogy az orvostudományt, gyógyszerésztudományt és biológiát választó egyetemi szak hallgatóit és e téma iránt érdeklődőket megismertesse egyrészt a kémia tudomány alapjaival, az általános kémiával, másrészt a fémek és nemfémes elemek biológiai szerepével, a bioszervetlen kémiával vagy másképp, szervetlen biokémiával.

Hivatkozás: https://mersz.hu/erdoddi-gergely-vereb-altalanos-es-bioszervetlen-kemia//

BibTeXEndNoteMendeleyZotero
Kivonat
fullscreenclose
printsave