معادلة التفكك الكهربائي للماء. تفكك الماء ودرجة الحموضة. مؤشر الهيدروجين - الرقم الهيدروجيني

لا تقوم المياه النقية بتوصيل التيار الكهربائي جيدًا ، ولكن لا يزال لديها موصلية كهربائية قابلة للقياس ، وهو ما يفسره التفكك الجزئي لجزيئات H 2 O إلى أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد:

H 2 O H + OH -

من خلال حجم التوصيل الكهربائي للماء النقي ، يمكنك حساب تركيز أيونات H + و OH فيه. عند 25 درجة مئوية ، تساوي 10-7 مول / لتر.

يتم حساب ثابت التفكك H 2 O على النحو التالي:

دعنا نعيد كتابة هذه المعادلة:

يجب التأكيد على أن هذه الصيغة تحتوي على تركيزات التوازن لجزيئات H 2 O وأيونات H + و OH ، والتي تم إنشاؤها في لحظة التوازن في تفاعل تفكك H 2 O.

ولكن ، نظرًا لأن درجة تفكك H 2 O صغيرة جدًا ، يمكننا أن نفترض أن تركيز جزيئات H 2 O غير المرتبطة في لحظة التوازن يساوي عمليا التركيز الأولي الكلي للماء ، أي 55.56 مول / دسم 3 (1 dm 3 H 2 O تحتوي على 1000 جم H 2 O أو 1000: 18 55.56 (مولات). في المحاليل المائية المخففة ، يمكننا أن نفترض أن تركيز H 2 O سيكون هو نفسه. لذلك ، استبدال في المعادلة (42) حاصل ضرب ثابتين بثابت جديد (أو كيلوواط )، سوف نحصل على:

تظهر المعادلة الناتجة ذلك بالنسبة للماء والمخفف محاليل مائيةعند درجة حرارة ثابتة ، يكون ناتج التركيزات المولية لأيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد قيمة ثابتة. يطلق عليه بشكل مختلف منتج أيون من الماء .

في ماء نقي عند 25 درجة مئوية.
لذلك بالنسبة لدرجة الحرارة المحددة:

مع زيادة درجة الحرارة ، تزداد القيمة. عند 100 درجة مئوية ، تصل إلى 5.5 × 10-13 (الشكل 34).

أرز. 34. اعتماد ثابت تفكك الماء K w
من درجة الحرارة ر (درجة مئوية)

تسمى الحلول التي تتشابه فيها تركيزات أيونات H + و OH حلول محايدة. في حامِضتحتوي المحاليل على المزيد من أيونات الهيدروجين و قلوي- أيونات الهيدروكسيد.ولكن مهما كان رد فعل الوسط في المحلول ، فإن ناتج التركيزات المولية لأيونات H + و OH سيبقى ثابتًا.

على سبيل المثال ، إذا تمت إضافة كمية معينة من الحمض إلى H 2 O النقي وزاد تركيز أيونات H + إلى 10-4 مول / دسم 3 ، فإن تركيز أيونات OH ، على التوالي ، سينخفض ​​بحيث يكون المنتج لا يزال يساوي 10-14. لذلك ، في هذا المحلول ، سيكون تركيز أيونات الهيدروكسيد مساويًا لـ 10-14: 10-4 \ u003d 10-10 مول / ديسيمتر 3. يوضح هذا المثال أنه إذا كان تركيز أيونات الهيدروجين في محلول مائي معروفًا ، فسيتم أيضًا تحديد تركيز أيونات الهيدروكسيد. لذلك ، يمكن تمييز تفاعل المحلول كميًا بتركيز H + أيونات:

محلول محايد ®

محلول حامض ®

محلول قلوي ®

من الناحية العملية ، لتوصيف الحموضة أو القلوية كميًا لمحلول ما ، لا يتم استخدام التركيز المولي لأيونات H + فيه ، ولكن لوغاريتمه العشري السالب. هذه القيمة تسمى مؤشر الأس الهيدروجيني ويشار إليه بواسطة الرقم الهيدروجيني :

الرقم الهيدروجيني = –lg

على سبيل المثال ، if ، ثم pH = 2 ؛ إذا ، ثم الرقم الهيدروجيني = 10. في محلول متعادل ، الرقم الهيدروجيني = 7. في المحاليل الحمضية ، الرقم الهيدروجيني< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (وكلما زاد "قلوي" المحلول ، أي انخفض تركيز أيونات H + فيه).

هناك طرق مختلفة لقياس الرقم الهيدروجيني للمحلول. من المريح جدًا إجراء تقييم تقريبي لتفاعل محلول باستخدام كواشف خاصة تسمى مؤشرات القاعدة الحمضية . يتغير لون هذه المواد في المحلول اعتمادًا على تركيز أيونات H + فيه. يعرض الجدول 12 خصائص بعض المؤشرات الأكثر شيوعًا.

الجدول 12أهم المؤشرات الحمضية القاعدية

ماء- إلكتروليت مذبذب ضعيف.

معادلة تأين الماء ، مع الأخذ في الاعتبار ترطيب أيونات الهيدروجين H + ، هي:

بدون مراعاة ترطيب أيونات H + ، فإن معادلة تفكك الماء لها الشكل:

كما يتضح من المعادلة الثانية ، فإن تركيزات أيونات الهيدروجين H + وأيونات الهيدروكسيد OH - في الماء هي نفسها. عند 25 درجة مئوية [H +] \ u003d [أوه -] \ u003d 10-7 مول / لتر.

يسمى ناتج تركيزات أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد منتج أيون من الماء(K H 2 O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O قيمة ثابتة وعند درجة حرارة 25 درجة مئوية

K H 2 O \ u003d 10 -7 ∙ 10 -7 \ u003d 10 -14

في المحاليل المائية المخففة للكهارل ، كما هو الحال في الماء ، يكون ناتج تركيزات أيونات الهيدروجين H + وأيونات الهيدروكسيد OH - - قيمة ثابتة عند درجة حرارة معينة. يتيح المنتج الأيوني للماء لأي محلول مائي حساب تركيز أيونات الهيدروكسيد OH - إذا كان تركيز أيونات الهيدروجين H + معروفًا ، والعكس صحيح.

يمكن وصف بيئة أي محلول مائي بتركيز أيونات الهيدروجين H + أو أيونات الهيدروكسيد OH -.

هناك ثلاثة أنواع من الوسائط في المحاليل المائية: متعادل وقلوي وحمضي.

بيئة محايدة- هذه بيئة يكون فيها تركيز أيونات الهيدروجين مساويًا لتركيز أيونات الهيدروكسيد:

[H +] = = 10 -7 مول / لتر

البيئة الحمضيةهي بيئة يكون فيها تركيز أيونات الهيدروجين أكبر من تركيز أيونات الهيدروكسيد:

[H +]> [OH -] ،> 10 -7 مول / لتر

البيئة القلوية- هذه بيئة يكون فيها تركيز أيونات الهيدروجين أقل من تركيز أيونات الهيدروكسيد:

< , < 10 -7 моль/л

لتوصيف وسط المحلول ، من الملائم استخدام ما يسمى بقيمة الأس الهيدروجيني (pH).

الرقم الهيدروجيني pHيسمى اللوغاريتم العشري السالب لتركيز أيونات الهيدروجين: pH = -lg.

على سبيل المثال ، إذا \ u003d 10 -3 مول / لتر ، ثم الرقم الهيدروجيني \ u003d 3 ، يكون وسط المحلول حمضيًا ؛ إذا كانت [H +] = 10-12 مول / لتر ، فإن الرقم الهيدروجيني = 12 ، يكون وسط المحلول قلويًا:

كلما انخفض الرقم الهيدروجيني 7 ، كان المحلول أكثر حمضية. كلما زاد الرقم الهيدروجيني 7 ، زادت قلوية المحلول.

يوضح الرسم البياني التالي العلاقة بين تركيز أيونات H + وقيمة الأس الهيدروجيني ووسط المحلول:

هناك طرق مختلفة لقياس الرقم الهيدروجيني. من الناحية النوعية ، يتم تحديد طبيعة بيئة المحاليل المائية للكهارل باستخدام المؤشرات.

المؤشراتتسمى المواد التي تغير لونها بشكل عكسي اعتمادًا على وسط المحاليل ، أي الرقم الهيدروجيني للمحلول.

في الممارسة العملية ، يتم استخدام المؤشرات عباد الشمس ، برتقال الميثيل (برتقال الميثيل) والفينول فثالين. يغيرون لونهم في نطاق صغير من درجة الحموضة: عباد الشمس - في نطاق الأس الهيدروجيني من 5.0 إلى 8.0 ؛ الميثيل البرتقالي - من 3.1 إلى 4.4 ؛ والفينول فثالين - من 8.2 إلى 10.0.

يظهر التغيير في لون المؤشرات في الرسم التخطيطي:

تعرض المناطق المظللة الفاصل الزمني لتغيير لون المؤشر.

بالإضافة إلى المؤشرات المذكورة أعلاه ، يتم أيضًا استخدام مؤشر عالمي ، والذي يمكن استخدامه لتحديد الرقم الهيدروجيني تقريبًا في نطاق واسع من 0 إلى 14.

قيمة الرقم الهيدروجيني أهمية عظيمةفي العمليات الكيميائية والبيولوجية ، لأنه ، اعتمادًا على طبيعة الوسيط ، يمكن أن تستمر هذه العمليات بسرعات مختلفة وفي اتجاهات مختلفة.

لذلك ، فإن تحديد الرقم الهيدروجيني للحلول مهم جدًا في الطب والعلوم والتكنولوجيا ، الزراعة. تغيير درجة الحموضة في الدم أو عصير المعدة هو اختبار تشخيصي في الطب. تشير انحرافات الأس الهيدروجيني عن القيم الطبيعية حتى بمقدار 0.01 وحدة إلى العمليات المرضية في الجسم. يعد ثبات تركيزات أيونات الهيدروجين H + أحد الثوابت المهمة للبيئة الداخلية للكائنات الحية.

لذلك ، مع الحموضة الطبيعية ، يكون لعصير المعدة درجة حموضة 1.7 ؛ الرقم الهيدروجيني لدم الإنسان 7.4 ؛ اللعاب - 6.9. يعمل كل إنزيم عند قيمة pH معينة: كاتلاز الدم عند درجة الحموضة 7 بيبسين المعدة عند درجة الحموضة 1.5-2 ؛ إلخ.

الكتاب المدرسي مخصص لطلاب التخصصات غير الكيميائية العليا المؤسسات التعليمية. يمكن أن يكون بمثابة دليل للأشخاص الذين يدرسون بشكل مستقل أساسيات الكيمياء ، وطلاب المدارس التقنية الكيميائية والمدارس الثانوية العليا.

الكتاب المدرسي الأسطوري ، تمت ترجمته إلى العديد من لغات أوروبا وآسيا وأفريقيا وتم إصداره بإجمالي تداول يزيد عن 5 ملايين نسخة.

عند إنشاء الملف ، تم استخدام الموقع http://alnam.ru/book_chem.php

الكتاب:

<<< Назад

إلى الأمام >>>

توصل المياه النقية الكهرباء بشكل سيء للغاية ، ولكن لا يزال لديها موصلية كهربائية قابلة للقياس ، والتي يفسرها التفكك الصغير للماء في أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد:

يمكن استخدام الموصلية الكهربائية للماء النقي لحساب تركيز أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد في الماء. عند درجة حرارة 25 درجة مئوية ، تساوي 10-7 مول / لتر.

لنكتب تعبيرًا عن ثابت تفكك الماء:

دعنا نعيد كتابة هذه المعادلة على النحو التالي:

نظرًا لأن درجة تفكك الماء صغيرة جدًا ، فإن تركيز جزيئات H 2 O غير المرتبطة في الماء يساوي عمليا التركيز الكلي للماء ، أي 55.55 مول / لتر (1 لتر يحتوي على 1000 جم من الماء ، أي 1000: 18.02 = 55.55 مول). في المحاليل المائية المخففة ، يمكن اعتبار تركيز الماء هو نفسه. لذلك ، باستبدال المنتج في المعادلة الأخيرة بثابت جديد K H 2 O ، سيكون لدينا:

توضح المعادلة الناتجة أنه بالنسبة للماء والمحاليل المائية المخففة عند درجة حرارة ثابتة ، يكون ناتج تركيز أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد قيمة ثابتة ، وتسمى هذه القيمة الثابتة المنتج الأيوني للماء. قيمة عدديةمن السهل الحصول عليها عن طريق استبدال تركيزات أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد في المعادلة الأخيرة. في الماء النقي عند 25 درجة مئوية == 1 · 10 -7 مول / لتر. لذلك بالنسبة لدرجة الحرارة المحددة:

تسمى الحلول التي تتشابه فيها تركيزات أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد بالحلول المحايدة. عند 25 درجة مئوية ، كما ذكرنا سابقًا ، في المحاليل المحايدة ، يكون تركيز أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد 10-7 مول / لتر. في المحاليل الحمضية ، يكون تركيز أيونات الهيدروجين أعلى ، في المحاليل القلوية ، تركيز أيونات الهيدروكسيد. ولكن مهما كان رد فعل المحلول ، فإن ناتج تركيزات أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد يظل ثابتًا.

على سبيل المثال ، إذا تمت إضافة حمض كافٍ إلى الماء النقي بحيث يرتفع تركيز أيونات الهيدروجين إلى 10 -3 مول / لتر ، فإن تركيز أيونات الهيدروكسيد سينخفض ​​بحيث يظل المنتج مساويًا لـ 10-14. لذلك ، في هذا المحلول ، سيكون تركيز أيونات الهيدروكسيد:

10-14 / 10 -3 = 10-11 مول / لتر

على العكس من ذلك ، إذا أضفت قلويًا إلى الماء وبالتالي زادت تركيز أيونات الهيدروكسيد ، على سبيل المثال ، إلى 10-5 مول / لتر ، فسيكون تركيز أيونات الهيدروجين:

10-14 / 10 -5 = 10-9 مول / لتر

توضح هذه الأمثلة أنه إذا كان تركيز أيونات الهيدروجين في محلول مائي معروفًا ، فسيتم أيضًا تحديد تركيز أيونات الهيدروكسيد. لذلك ، يمكن تمييز درجة الحموضة ودرجة القلوية في المحلول كميًا بتركيز أيونات الهيدروجين:

يمكن التعبير عن حموضة المحلول أو قلويته بطريقة أخرى أكثر ملاءمة: بدلاً من تركيز أيونات الهيدروجين ، يشار إلى اللوغاريتم العشري الخاص به ، مع الإشارة المعاكسة. تسمى القيمة الأخيرة قيمة الأس الهيدروجيني ويُشار إليها بالرقم الهيدروجيني:

على سبيل المثال ، إذا كانت = 10-5 مول / لتر ، فإن الرقم الهيدروجيني = 5 ؛ إذا \ u003d 10 -9 مول / لتر ، ثم الرقم الهيدروجيني \ u003d 9 ، وما إلى ذلك من الواضح أنه في محلول محايد (= 10 -7 مول / لتر) الرقم الهيدروجيني = 7. في محاليل الأس الهيدروجيني الحمضية<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 وكلما زادت قلوية المحلول.

هناك طرق مختلفة لقياس الرقم الهيدروجيني. تقريبًا ، يمكن تحديد تفاعل المحلول باستخدام كواشف خاصة تسمى المؤشرات ، ويتغير لونها اعتمادًا على تركيز أيونات الهيدروجين. المؤشرات الأكثر شيوعًا هي الميثيل البرتقالي ، الميثيل الأحمر ، الفينول فثالين. في الجدول. 17 يتم إعطاء خصائص بعض المؤشرات.

بالنسبة للعديد من العمليات ، يتم تشغيل قيمة الأس الهيدروجيني دورا هاما. لذلك ، فإن الرقم الهيدروجيني لدم الإنسان والحيوان له قيمة ثابتة تمامًا. يمكن أن تنمو النباتات بشكل طبيعي فقط عندما تكون قيم الأس الهيدروجيني لمحلول التربة ضمن نطاق معين مميز لنوع نباتي معين. تعتمد خصائص المياه الطبيعية ، ولا سيما تآكلها ، بشكل كبير على درجة حموضتها.

الجدول 17- المؤشرات الرئيسية

<<< Назад

إلى الأمام >>>

المياه النقية كيميائياً لها موصلية كهربائية ، على الرغم من أنها لا تُذكر ، لكنها قابلة للقياس ، حيث يتفكك الماء إلى أيونات إلى حدٍّ ضئيل. لذلك في درجة حرارة الغرفة ، يكون واحد فقط من كل 10 8 جزيئات ماء في شكل منفصل. معالجة التفكك الالكتروليتيالماء ممكن بسبب القطبية العالية بما فيه الكفاية وصلات O-Hووجود نظام من الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء. تتم كتابة معادلة تفكك الماء على النحو التالي:

2H 2 O ↔ H 3 O + + OH - ،

حيث H 3 O + هي كاتيون الهيدروجين والهيدرونيوم.

يمكن كتابة معادلة تفكك الماء بشكل أبسط:

H 2 O ↔ H + + OH -.

يعطي وجود أيونات الهيدروجين والهيدروكسيد في الماء الخصائص المحددة للأمفوليت ، أي القدرة على أداء وظائف حمض ضعيف وقاعدة ضعيفة. ثابت تفكك الماء عند درجة حرارة 22 درجة مئوية:

أين و هي تركيزات التوازن في جي أيون / لتر ، على التوالي ، من كاتيونات الهيدروجين وأنيونات الهيدروكسو ، وهو تركيز توازن الماء في مول / لتر. بالنظر إلى أن درجة تفكك الماء صغيرة للغاية ، يمكن معادلة تركيز التوازن لجزيئات الماء غير المرتبطة بإجمالي كمية الماء في لتر واحد منه:

الآن يمكن كتابة التعبير (1) بالشكل التالي:

ومن ثم = (1.8 10-16) 55.56 = 10-14 جم أيون 2 / لتر 2.

إن ناتج تركيزات أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسو هو ثابت ليس فقط للمياه ، ولكن أيضًا للمحاليل المائية للأملاح والأحماض والقلويات. هذه القيمة تسمى منتج أيون من الماءأو ثابت الماء.لذلك: K H2O \ u003d \ u003d 10-14 جم أيون 2 / لتر 2.

للوسائط المحايدة = = 10-7 جم أيون / لتر. في البيئات الحمضية> وفي القلوية< . При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10 -14 г-ион 2 /л 2 . Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.

1.2 مؤشر الهيدروجين - الرقم الهيدروجيني

لتوصيف تفاعل الوسط كميًا ، لا يتم عادةً إعطاء تركيز أيونات الهيدروجين ، ولكن بعض المؤشرات الشرطية ، يُشار إليها بالرقم الهيدروجيني ويسمى مؤشر الهيدروجين.إنه اللوغاريتم العشري السالب لتركيز كاتيونات الهيدروجين الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg.

لبيئة محايدة الرقم الهيدروجيني = -lg 10-7 = 7 ؛

للحمض - الرقم الهيدروجيني< 7;

للقلوية - الرقم الهيدروجيني> 7.

الفكرة مؤشر الهيدروكسيل pOH = - lg [OH -].

الرقم الهيدروجيني + الرقم الهيدروجيني = 14.

يعد تحديد الأس الهيدروجيني ذا أهمية كبيرة في الهندسة ، ولا سيما في أعمال البناء. عادة ، يتم قياس الأس الهيدروجيني باستخدام المؤشرات- المواد التي يمكن أن تغير لونها حسب تركيز أيونات الهيدروجين. المؤشرات هي أحماض وقواعد ضعيفة ، وجزيئاتها وأيوناتها ملونة بألوان مختلفة (الجدول 1).

الجدول 1

ومع ذلك ، فإن المؤشرات لا تفعل ذلك تعريف دقيققيم الأس الهيدروجيني ، لذلك يتم إجراء قياسات الأس الهيدروجيني الحديثة باستخدام الطرق الكهروكيميائية ، والتي تبلغ دقتها ± 0.01 وحدة من الأس الهيدروجيني.

من السمات المهمة للماء السائل قدرته على الانفصال تلقائيًا وفقًا للتفاعل:

H 2 O (l) "H + (aq) + OH - (aq)

وتسمى هذه العملية أيضًا بالتأين الذاتي أو التحلل الذاتي. يحيط ببروتونات H + وأنيونات OH الناتجة بعدد معين من جزيئات الماء القطبية ، أي رطب: H + × nH 2 O ؛ OH - × mH 2 O. يمكن تمثيل الترطيب الأولي بعدد من المجمعات المائية: H 3 O +؛ H 5 O 2 + ؛ H 7 O 3 + ؛ H 9 O 4 + ، من بينها الأيونات H 9 O 4 + (H + × 4H 2 O) تسود. عمر كل هذه الأيونات في الماء قصير جدًا ، لأن تهاجر البروتونات باستمرار بعيدًا عن نفس الجزيئات

الماء للآخرين. عادة ، من أجل التبسيط ، يتم استخدام الكاتيون فقط لتكوين H 3 O + (H + × H 2 O) ، المسمى أيون الهيدرونيوم ، في المعادلات.

يمكن كتابة عملية تفكك الماء ، مع مراعاة ترطيب البروتون وتكوين أيون الهيدروكسونيوم: 2H 2 O «H 3 O + + OH -

الماء هو إلكتروليت ضعيف ، درجة تفككه هي

بما أن à C تساوي (H 2 O) "C ref (H 2 O) أو [H 2 O] تساوي ≈ [H 2 O] المرجع

هو عدد الشامات في لتر واحد من الماء. يبقى المرجع C (H 2 O) في محلول مخفف ثابتًا. يسمح لنا هذا الظرف بتضمين C يساوي (H 2 O) في ثابت التوازن.

وهكذا ، فإن حاصل ضرب ثابتين يعطي ثابتًا جديدًا ، وهو ما يسمى منتج أيون من الماء. عند درجة حرارة 298 ك.

¾- ثبات المنتج الأيوني للماء يعني أنه في أي محلول مائي: حمضي أو محايد أو قلوي - يوجد دائمًا كلا النوعين من الأيونات (H + و OH -)

¾- في الماء النقي ، تكون تركيزات أيونات الهيدروجين والهيدروكسيد متساوية وتحت الظروف العادية هي:

ك.ث 1/2 \ u003d 10-7 مول / لتر.

¾- عند إضافة الأحماض ، يزداد تركيز [H +] ، أي يتحول التوازن إلى اليسار ، وينخفض ​​تركيز [OH -] ، لكن K w يظل مساويًا لـ 10 -14.

في بيئة حمضية> 10-7 مول / لتر ، و< 10 -7 моль/л

في بيئة قلوية< 10 -7 моль/л, а >10-7 مول / لتر

في الممارسة العملية ، للراحة ، نستخدم قيمة الرقم الهيدروجيني (الرقم الهيدروجيني)ومؤشر الهيدروكسيل (pOH) للوسط.

هذا هو اللوغاريتم العشري لتركيزات (الأنشطة) ، على التوالي ، لأيونات الهيدروجين أو أيونات الهيدروكسيد في المحلول المأخوذ بعلامة معاكسة: الرقم الهيدروجيني = - lg ، pOH = - lg

في المحاليل المائية ، pH + pOH = 14.

الجدول رقم 14.

يعتمد K w على درجة الحرارة (نظرًا لأن تفكك الماء هو عملية ماصة للحرارة)

K w (25 o C) = 10-14 Þ pH = 7

البوتاسيوم ث (50 درجة مئوية) = 5.47 × 10-14 Þ الأس الهيدروجيني = 6.63

يستخدم قياس الأس الهيدروجيني على نطاق واسع للغاية. في علم الأحياء والطب ، تُستخدم قيمة الأس الهيدروجيني للسوائل البيولوجية لتحديد الأمراض. على سبيل المثال ، درجة الحموضة الطبيعية في المصل هي 7.4 ± 0.05 ؛ اللعاب - 6.35.6.85 ؛ عصير المعدة - 0.9..1.1 ؛ الدموع - 7.4 ± 0.1. في الزراعة ، يميز الرقم الهيدروجيني حموضة التربة ، والحالة البيئية للمياه الطبيعية ، وما إلى ذلك.

مؤشرات الحمض القاعدي هي مركبات كيميائية تغير لونها اعتمادًا على درجة الحموضة في البيئة التي توجد فيها. ربما تكون قد انتبهت إلى كيفية تغير لون الشاي عند وضع الليمون فيه - وهذا مثال على عمل مؤشر القاعدة الحمضية.

عادة ما تكون المؤشرات عبارة عن أحماض أو قواعد عضوية ضعيفة ويمكن أن توجد في محلول في شكلين توتوميريين:

HInd «H + + Ind - ، حيث HInd هي الشكل الحمضي (هذا هو الشكل السائد في المحاليل الحمضية) ؛ Ind هو الشكل الرئيسي (السائد في المحاليل القلوية).

سلوك المؤشر مشابه لسلوك إلكتروليت ضعيف في وجود أقوى مع نفس الأيون. وكلما تحول التوازن نتيجة لذلك نحو وجود الشكل الحمضي HInd والعكس صحيح (مبدأ Le Chatelier).

توضح التجربة بوضوح إمكانية استخدام بعض المؤشرات:

الجدول رقم 15

أجهزة خاصة - تسمح لك أجهزة قياس الأس الهيدروجيني بقياس درجة الحموضة بدقة 0.01 في النطاق من 0 إلى 14. ويستند التعريف إلى قياس EMF لخلية كلفانية ، أحد أقطابها ، على سبيل المثال ، زجاج.

يمكن تحديد التركيز الأكثر دقة لأيونات الهيدروجين عن طريق معايرة الحمض القاعدي. المعايرة بالتحليل الحجمي هي عملية إضافة أجزاء صغيرة تدريجيًا من محلول بتركيز معروف (المعايرة) إلى المحلول المراد معايرته ، والذي نريد تحديد تركيزه.

حلول عازلة- هذه هي الأنظمة التي يتغير فيها الأس الهيدروجيني قليلًا نسبيًا عند تخفيفها أو إضافتها بكميات صغيرة من الأحماض أو القلويات. غالبًا ما تكون عبارة عن حلول تحتوي على:

أ) حمض ضعيف وملحه (CH 3 COOH + CH 3 COOHa) - محلول خلات

ج) قاعدة ضعيفة وملحها (NH 4 OH + NH 4 Cl) - محلول أمونيوم - أمونيوم

ج) أملاح حمضية مختلفة K d (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - محلول الفوسفات

دعونا ننظر في الآلية التنظيمية للحلول العازلة باستخدام محلول عازلة خلات كمثال.

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H + ،

CH 3 COONa «CH 3 COO - + Na +

1. 1) إذا قمت بإضافة كمية صغيرة من القلويات إلى خليط العازلة:

CH 3 COOH + NaOH "CH 3 COONa + H 2 O ،

يتم تحييد هيدروكسيد الصوديوم مع حمض الأسيتيك لتكوين إلكتروليت أضعف H 2 O. فائض من أسيتات الصوديوم يغير التوازن نحو الحمض الناتج.

2. 2) إذا أضفت كمية قليلة من الحمض:

CH 3 COONa + HCl «CH 3 COOH + NaCl

كاتيونات الهيدروجين H + تربط أيونات CH3COO -

لنجد تركيز أيونات الهيدروجين في محلول الأسيتات:

تركيز توازن جرح حمض الأسيتيك C المرجع ، إلى (منذ إلكتروليت ضعيف) ، و [СH 3 COO -] = ملح C (نظرًا لأن الملح عبارة عن إلكتروليت قوي) ، إذن. معادلة هندرسون-هاسلباخ:

وبالتالي ، يتم تحديد الرقم الهيدروجيني للأنظمة العازلة من خلال نسبة تركيز الملح والحمض. عند تخفيفها ، لا تتغير هذه النسبة ولا يتغير الأس الهيدروجيني للمخزن المؤقت عند تخفيفه ؛ هذا يميز أنظمة المخزن المؤقت عن محلول الإلكتروليت النقي ، والذي يعتبر قانون تخفيف أوستوالد ساريًا.

هناك نوعان من خصائص الأنظمة العازلة:

1.قوة عازلة. قيمه مطلقهقوة عازلة تعتمد على

التركيز الكلي لمكونات النظام العازل ، أي كلما زاد تركيز نظام العازلة ، زادت القلوية (الحمض) المطلوب لنفس التغيير في الرقم الهيدروجيني.

2.خزان عازلة (ب).سعة المخزن المؤقت هي الحد الذي يحدث عنده إجراء التخزين المؤقت. يحافظ خليط المخزن المؤقت على ثابت الأس الهيدروجيني فقط إذا كانت كمية الحمض القوي أو القاعدة المضافة إلى المحلول لا تتجاوز قيمة حدية معينة - ب. يتم تحديد سعة المخزن المؤقت من خلال عدد g / eq لحمض قوي (قاعدة) التي يجب أن يضاف إلى لتر واحد من خليط المخزن المؤقت لتغيير قيمة الأس الهيدروجيني لكل وحدة ، أي . الخلاصة: خصائص الأنظمة العازلة:

1. 1. القليل يعتمد على التخفيف.

2. 2. إضافة الأحماض القوية (القواعد) تحدث فرقًا بسيطًا في السعة العازلة لـ B.

3. 3. تعتمد سعة المخزن المؤقت على قوة العازلة (على تركيز المكونات).

4. 4. يُظهر المخزن المؤقت أقصى تأثير عند وجود الحمض والملح في المحلول بكميات مكافئة:

بالملح \ u003d C لك ؛ = ك د ، ك ؛ الرقم الهيدروجيني \ u003d pK d ، k (يتم تحديد الرقم الهيدروجيني بقيمة K د).

التحلل المائي هو التفاعل الكيميائي للماء مع الأملاح.. يتم تقليل التحلل المائي للأملاح إلى عملية نقل البروتون. نتيجة لتدفقها ، تظهر زيادة معينة من أيونات الهيدروجين أو الهيدروكسيل ، مما يضفي خصائص حمضية أو قلوية إلى المحلول. وبالتالي ، فإن التحلل المائي هو عكس عملية التحييد.

يشمل التحلل المائي للملح مرحلتين:

أ) التفكك الالكتروليتي للملح مع تكوين الأيونات المائية:. KCl à K + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O

متقبل - كاتيونات ذات مدارات شاغرة)

Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (رابطة هيدروجينية)

ج) أنيون التحلل المائي. Cl - + HOH à HCl + OH -

ج) التحلل المائي في الكاتيون. K + + HOH à KOH +

جميع الأملاح تتشكل بمشاركة ضعيفة

الشوارد:

1. ملح يتكون من أنيون من الأحماض الضعيفة وكاتيون ذو قواعد قوية

CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + هيدروكسيد الصوديوم

CH 3 COO - + HOH "CH 3 COOH + OH - ، pH> 7

تؤدي الأنيونات من الأحماض الضعيفة وظيفة القواعد فيما يتعلق بالماء - مانح بروتون ، مما يؤدي إلى زيادة تركيز OH - أي قلونة البيئة.

يتم تحديد عمق التحلل المائي من خلال: درجة التحلل المائي a g:

هو تركيز الملح المتحلل بالماء

هو تركيز الملح الأولي

a g صغير ، على سبيل المثال ، لمحلول 0.1 مول من CH 3 COONa عند 298 كلفن ، فهو 10-4.

أثناء التحلل المائي ، يتم إنشاء توازن في النظام يتميز بـ К р

لذلك ، كلما كان ثابت التفكك أصغر ، زاد ثابت التحلل المائي. ترتبط درجة التحلل المائي مع ثابت التحلل المائي بالمعادلة:

مع زيادة التخفيف ، أي انخفاض في C 0 ، تزداد درجة التحلل المائي.

2. 2. ملح يتكون من الكاتيون ذو القواعد الضعيفة وأنيون الأحماض القوية

NH 4 Cl + HOH NH 4 OH +

NH 4 + + HOH - NH 4 OH + H + ، الرقم الهيدروجيني< 7

يتم إزاحة توازن الحالة الأولية إلى اليسار ، تؤدي القاعدة الضعيفة NH 4 + وظيفة الحمض فيما يتعلق بالماء ، مما يؤدي إلى تحمض الوسط. يتم تحديد ثابت التحلل المائي بواسطة المعادلة:

يمكن حساب تركيز توازن أيونات الهيدروجين: [H +] يساوي = a g × C 0 (تركيز الملح الأولي) ، حيث

تعتمد حموضة البيئة على التركيز الأولي للأملاح من هذا النوع.

3. 3. ملح يتكون من أنيون من الأحماض الضعيفة وكاتيون من القواعد الضعيفة. يتحلل كل من الكاتيون والأنيون

NH 4 CN + HOH أو NH 4 OH + HCN

لتحديد الرقم الهيدروجيني لوسط المحلول ، قارن K D و k و K D ، الأساسي

ك د ، ك> ك د ، وسط قاعدي حمضي قليلاً

ك د ، ك< К Д,осн à среда слабо щелочная

ك د ، ك \ u003d ك د ، قاعدة متوسط ​​محايد

وبالتالي ، فإن درجة التحلل المائي لهذا النوع من الملح لا تعتمد على تركيزها في المحلول.

لان و [OH -] يتم تحديدها بواسطة K D و k و K D ، ثم القاعدة

كما أن الرقم الهيدروجيني للمحلول مستقل عن تركيزات الملح في المحلول.

الأملاح المتكونة من أنيون متعدد الشحنة وكاتيون أحادي الشحنة (كبريتيدات الأمونيوم ، كربونات ، فوسفات) يتم تحللها بالكامل تقريبًا في المرحلة الأولى ، أي هي في محلول على شكل خليط من قاعدة ضعيفة NH 4 OH وملحها NH 4 HS ، أي في شكل عازلة الأمونيوم.

بالنسبة للأملاح المتكونة من كاتيون متعدد الشحنة وأنيون منفرد الشحنة (أسيتات ، Al ، Mg ، Fe ، Cu فورمات) ، يتم تحسين التحلل المائي عند التسخين ويؤدي إلى تكوين الأملاح الأساسية.

يستمر التحلل المائي للنترات ، والهيبوكلوريت ، وهيبوبروميت Al ، و Mg ، و Fe ، و Cu تمامًا وبشكل لا رجعة فيه ، أي الأملاح ليست معزولة عن المحاليل.

الأملاح: ZnS و AlPO 4 و FeCO 3 وغيرها قابلة للذوبان في الماء بشكل ضئيل ، ومع ذلك ، فإن بعض أيوناتها تشارك في عملية التحلل المائي ، وهذا يؤدي إلى بعض الزيادة في قابليتها للذوبان.

يتحلل الكروم وكبريتيدات الألومنيوم تمامًا وبشكل لا رجعة فيه مع تكوين الهيدروكسيدات المقابلة.

4. 4. الأملاح المتكونة من أنيون الأحماض القوية والقواعد القوية لا تخضع للتحلل المائي.

في أغلب الأحيان ، يعتبر التحلل المائي ظاهرة ضارة تسبب مضاعفات مختلفة. حتى في التوليف مواد غير عضويةمن المحاليل المائية في المادة الناتجة ، تظهر الشوائب - منتجات التحلل المائي. لا يمكن تصنيع بعض المركبات على الإطلاق بسبب التحلل المائي الذي لا رجعة فيه.

- إذا استمر التحلل المائي على طول الأنيون ، تتم إضافة فائض من القلويات إلى المحلول

- إذا استمر التحلل المائي خلال الكاتيون ، يضاف فائض من الحمض إلى المحلول

لذلك ، تم التعبير عن النظرية النوعية الأولى لمحاليل الإلكتروليت بواسطة أرهينيوس (1883 - 1887). وفقًا لهذه النظرية:

1. 1. جزيئات المنحل بالكهرباء تتفكك إلى أيونات معاكسة

2. 2. بين عمليتي التفكك وإعادة التركيب ، يتم إنشاء توازن ديناميكي ، والذي يتميز بـ K D. هذا التوازن يخضع لقانون العمل الجماعي. يتميز جزء الجزيئات المفككة بدرجة التفكك أ. يرتبط قانون أوستوالد بـ D و a.

3. 3. محلول الإلكتروليت (وفقًا لأرينيوس) هو خليط من جزيئات الإلكتروليت وأيوناته وجزيئات المذيبات ، والتي لا يوجد تفاعل بينها.

الخلاصة: مكنت نظرية أرهينيوس من شرح العديد من خصائص محاليل الإلكتروليتات الضعيفة بتركيزات منخفضة.

ومع ذلك ، كانت نظرية أرهينيوس ذات طبيعة فيزيائية فقط ، أي لم تنظر في الأسئلة التالية:

لماذا تنقسم المواد إلى أيونات في المحلول؟

ماذا يحدث للأيونات في المحاليل؟

مزيد من التطويرتلقت نظرية أرينيوس في أعمال أوستوالد ، بيسارشيفسكي ، كابلوكوف ، نيرنست ، إلخ. على سبيل المثال ، أشار كابلوكوف (1891) إلى أهمية الترطيب ، حيث بدأ في تطوير نظرية الإلكتروليتات في الاتجاه الذي أشار إليه منديليف (أي أنه كان أول من نجح في الجمع بين نظرية الذوبان لمندليف مع النظرية الفيزيائية لـ أرهينيوس). الذوبان هو عملية تفاعل المنحل بالكهرباء

جزيئات المذيبات لتشكيل مركبات معقدة من الذوابات. إذا كان المذيب هو الماء ، فإن عملية تفاعل المنحل بالكهرباء مع جزيئات الماء تسمى الترطيب ، والمجمعات المائية تسمى هيدرات بلورية.

ضع في اعتبارك مثالًا لتفكك الإلكتروليت في الحالة البلورية. يمكن تقديم هذه العملية على مرحلتين:

1. 1. تدمير الشبكة البلورية لمادة DH 0 kr \ u003e 0 ، عملية تكوين الجزيئات (ماص للحرارة)

2. 2. تكوين جزيئات مذابة ، DH 0 محلول< 0, процесс экзотермический

تساوي حرارة الذوبان الناتجة مجموع درجات حرارة المرحلتين DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv ويمكن أن تكون سالبة وموجبة. على سبيل المثال ، طاقة الشبكة البلورية KCl = 170 كيلو كالوري / مول.

حرارة ترطيب الأيونات K + = 81 كيلو كالوري / مول ، Cl - = 84 كيلو كالوري / مول ، والطاقة الناتجة هي 165 كيلو كالوري / مول.

تغطي حرارة الماء جزئيًا الطاقة المطلوبة لإطلاق الأيونات من البلورة. يمكن تغطية الكمية المتبقية 170-165 = 5 كيلو كالوري / مول بسبب طاقة الحركة الحرارية ، ويصاحب الانحلال امتصاص الحرارة من بيئة. تعمل الهيدرات أو المواد المنحلة على تسهيل عملية التفكك الماص للحرارة ، مما يجعل إعادة التركيب أكثر صعوبة.

وهنا حالة لا توجد فيها سوى واحدة من المرحلتين المحددتين:

1. انحلال الغازات - لا توجد مرحلة أولى من تدمير الشبكة البلورية ، يبقى الذوبان الطارد للحرارة ، وبالتالي ، فإن انحلال الغازات ، كقاعدة عامة ، هو طارد للحرارة.

2. عند إذابة الهيدرات البلورية ، لا توجد مرحلة إذابة ، يبقى فقط تدمير ماص للحرارة للشبكة البلورية. على سبيل المثال ، محلول هيدرات بلوري: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

محلول DH = DH cr = + 11.7 kJ / mol

محلول ملح لا مائي: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

محلول DH = محلول DH + DH cr = - 78.2 + 11.7 = - 66.5 كيلوجول / مول