Veden ionitulo
Veden ionitulo on lauseke, joka on johdettu veden autoprotolyysireaktion tasapainovakion lausekkeesta.
Veden autoprotolyysin tasapainovakio on:
![{\displaystyle K={\frac {[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}][{\mbox{OH}}^{-}]}{[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}][{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/32473e0a8301ac6cb7030d683148a5f54270625e)
Vesi ei ionisoidu kovin voimakkaasti, joten veden konsentraatio on lähes vakio. Se yhdistetään K:n arvoon, ja tätä arvoa merkitään termillä Kw.
![{\displaystyle K{[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}][{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}]}={[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}][{\mbox{OH}}^{-}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/caa1cb48ee73eb259c2d25569c1eb9492f27be2e)
![{\displaystyle K_{w}=[{H}_{3}{O}^{+}][{OH}^{-}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/26d79f6876b276e70912c84ce34d92c7d849126d)
Konsentraation yksikkö on mol/dm3 eli M.
Puhtaan veden autoprotolyysireaktiossa syntyvien oksonium- ja hydroksidi-ionien konsentraatiot ovat pienet, koska vain pieni osa vesimolekyyleistä ionisoituu, mutta molempien ionien konsentraatiot ovat luonnollisesti yhtä suuret. Lämpötilassa +25 °C tämä konsentraatio on
![{\displaystyle {[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}]}={[{\mbox{OH}}^{-}]}=1{,}004\cdot {10}^{-7}M.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c5a2d4743008a5d7f8de869b442fef315f7bf3ba)
Näistä kaavoista saadaan johdettua veden ionitulon lauseke:
![{\displaystyle K_{w}={[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}][{\mbox{OH}}^{-}]}=(1{,}004\cdot {10}^{-7}M)^{2}=1{,}008\cdot {10}^{-14}M^{2}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/771068317eeab6c71dc96f80ca92ca22ea33568e)
Ionien konsentraatio ja sen mukaisesti veden ionitulo riippuu kuitenkin voimakkaasti lämpötilasta.
Yhteys happovakioon ja emäsvakioon[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Kun kerrotaan keskenään hapon happovakio ja sen vastinemäksen emäsvakio, saadaan johdettua ionitulo Kw.
![{\displaystyle K_{a}(HA)\cdot K_{b}({A}^{-})={\frac {[{\mbox{A}}^{-}][{\mbox{H}}_{3}{O}^{+}]}{[{\mbox{HA}}]}}\cdot {\frac {[{\mbox{HA}}][{\mbox{OH}}^{-}]}{[{\mbox{A}}^{-}]}}=[{H}_{3}{O}]\cdot [{OH}^{-}]=K_{w}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a8d4045ec4628d7c3087394954800d8e728d828d)
pKw ja pH[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Usein käytetään veden ionitulon kymmenkantaista logaritmia pKw.
![{\displaystyle pK_{w}=-\lg K_{w}=-\lg([{H}_{3}{O}^{+}][{OH}^{-}])=(-\lg[{H}_{3}{O}^{+}])+(-\lg[{OH}^{-}])=13{,}9965\approx 14{,}00}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3f3b2f1dcce615216f690abeb331765a3ab1e617)
Yhtälö voidaan ilmaista käyttökelpoisemmin seuraavasti pH:n ja pOH:n avulla. Liuoksen happamuuden mittana yleisesti käytetty pH tarkoittaa oksoniumionien pOH taas hydroksidi-ionien konsentraation kymmenkantaista logaritmia.
pKw voidaan muuttaa myös takaisin Kw:ksi logaritmin laskusääntöjen avulla.
pKw :n yhteys happovakioon ja emäsvakioon[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Ionitulolla on aiemmin mainittu yhteys happovakioon ja sen vastinemäksen emäsvakioon. Näin ollen myös kymmenkantaisilla logaritmeilla on yhteys toisiinsa, eli pKw:llä on yhteys happovakion ja emäsvakion kymmenkantaisiin logaritmeihin pKa ja pKb.
![{\displaystyle pK_{a}+pK_{b}=-lg({\frac {[{\mbox{A}}^{-}][{\mbox{H}}_{3}{O}^{+}]}{[{\mbox{HA}}]}})-lg({\frac {[{\mbox{HA}}][{\mbox{OH}}^{-}]}{[{\mbox{A}}^{-}]}})=-lg({\frac {[{\mbox{A}}^{-}][{\mbox{H}}_{3}{O}^{+}]}{[{\mbox{HA}}]}}\cdot {\frac {[{\mbox{HA}}][{\mbox{OH}}^{-}]}{[{\mbox{A}}^{-}]}})=-lg([{H}_{3}{O}]\cdot [{OH}^{-}])=14,00}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/296f6cbc639a891f3da15b08817c4471fc156dba)
Kaava voidaan lyhentää seuraavasti:
Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
- ↑ a b c Rautio, Jarkko et al.: ”2 Ionisoituminen vesiliuoksessa”, Farmaseuttisen kemian perusteet, s. 17–18. Kuopio: Farmasian opiskelijayhdistys Fortis ry, 2013. ISBN 978-951-98725-7-5.
- ↑ a b c Lehtiniemi, Kalle & Turpeenoja, Leena: ”14. Vesiliuosten pH-arvo ja sen laskeminen”, Abi Kemia, s. 206–209. 1.-4. painos. Helsinki: Otava, 2007. ISBN 978-951-1-22290-3.