تفكك التيار والجهد للمياه. التفكك الالكتروليتي للماء. ثابت تفكك الماء. المنتج الأيوني للماء. السحب الإلكترونية للمدارات ذات القيم المختلفة لـ l لها تكوينات مختلفة ، وتلك التي لها نفس l لها تكوين مماثل.

حالة خاصة من التفكك (عملية تفكك الجسيمات الأكبر من مادة - جزيئات الأيونات أو الجذور - إلى جسيمات أصغر) هي التفكك الإلكتروليتي ، حيث تكون الجزيئات المحايدة لمادة تسمى الإلكتروليت في المحلول (نتيجة التعرض للقطب) جزيئات المذيبات) تتحلل إلى جزيئات مشحونة: الكاتيونات والأنيونات. هذا يفسر القدرة على إجراء التيار.

من المعتاد تقسيم جميع الإلكتروليتات إلى مجموعتين: ضعيفة وقوية. ينتمي الماء إلى إلكتروليتات ضعيفة ، ويتميز تفكك الماء بكمية صغيرة من الجزيئات المنفصلة ، لأنها مستقرة تمامًا ولا تتحلل عمليًا إلى أيونات. المياه النقية (بدون شوائب) توصل الكهرباء بشكل ضعيف. ويرجع ذلك إلى الطبيعة الكيميائية للجزيء نفسه ، عندما يتم دمج ذرات الهيدروجين المستقطبة إيجابيًا في غلاف الإلكترون لذرة أكسجين صغيرة نسبيًا ، والتي تكون مستقطبة بشكل سلبي.

يتم تمييز قوة وضعف الإلكتروليتات (يُشار إليها بـ α ، وغالبًا ما يتم التعبير عن هذه القيمة بنسبة٪ من 0 إلى 100 أو في كسور من وحدة من 0 إلى 1) - القدرة على التحلل إلى أيونات ، أي نسبة ال عدد الجسيمات المتحللة إلى عدد الجسيمات قبل الاضمحلال. تتحلل مواد مثل الأحماض والأملاح والقواعد تمامًا إلى أيونات تحت تأثير المواد القطبية. يصاحب تفكك الماء تحلل جزيئات H2O في البروتون H + ومجموعة الهيدروكسيل OH-. إذا قمنا بتمثيل معادلة تفكك الإلكتروليت بالشكل: M = K ++ A- ، فيمكن التعبير عن تفكك الماء بالمعادلة: H2O↔H ++ OH- ، والمعادلة التي بها درجة تفكك الماء يمكن تمثيلها في شكلين (من خلال تركيز البروتونات المتكونة أو تركيز مجموعات الهيدروكسيل المتكونة): α = [H +] / [H2O] أو α = [OH -] / [H2O]. لأن قيمة α تتأثر ليس فقط الطبيعة الكيميائيةالمادة ، ولكن أيضًا تركيز المحلول أو درجة حرارته ، فمن المعتاد التحدث عن درجة التفكك الظاهرة (التخيلية).

يتميز ميل جزيئات الإلكتروليت الضعيفة ، بما في ذلك الماء ، للتحلل إلى أيونات إلى حد كبير بثابت التفكك (حالة خاصة من ثابت التوازن) ، والذي يشار إليه عادةً باسم Kd. لحساب هذه القيمة ، يتم تطبيق قانون العمل الجماعي ، الذي يحدد النسبة بين كتل المواد التي تم الحصول عليها والمواد الأولية. التفكك الالكتروليتيالماء هو تحلل جزيئات الماء الأصلية إلى بروتونات الهيدروجين ومجموعة الهيدروكسيل ، لذلك يتم التعبير عنها بالمعادلة: Kd \ u003d [H +]. [أوه -] / [H2O]. هذه القيمة للماء ثابتة وتعتمد فقط على درجة الحرارة ، عند درجة حرارة تساوي 25 درجة مئوية ، Kd = 1.86.10-16.

بمعرفة الكتلة المولية للماء (18 جرام / مول) ، بالإضافة إلى إهمال تركيز الجزيئات المنفصلة وأخذ كتلة 1 dm3 من الماء كـ 1000 جم ، يمكننا حساب تركيز الجزيئات غير المرتبطة في 1 dm3 من الماء: [ Н2О] = 1000 / 18.0153 = 55.51 مول / دسم 3. بعد ذلك ، من معادلة ثابت التفكك ، يمكن إيجاد ناتج تراكيز البروتونات ومجموعات الهيدروكسيل: [H +] [OH -] = 1.86.10-16.55.51 = 1.10-14. عند الاستخراج الجذر التربيعيمن القيمة التي تم الحصول عليها ، يتم الحصول على تركيز البروتونات (أيونات الهيدروجين) ، والذي يحدد حموضة المحلول ويساوي تركيز مجموعات الهيدروكسيل: [H +] = [OH -] = 1.10-7.

لكن في الطبيعة ، لا يوجد ماء بهذا النقاء بسبب وجود غازات مذابة فيه أو تلوث الماء بمواد أخرى (في الواقع ، الماء هو محلول من الإلكتروليتات المختلفة) ، وبالتالي ، عند 25 درجة مئوية ، تركيز الهيدروجين تختلف البروتونات أو تركيز مجموعات الهيدروكسيل من 1.10 إلى 7. أي أن حموضة الماء ناتجة عن تدفق ليس فقط عملية مثل تفكك الماء. هو اللوغاريتم السلبي لتركيز أيون الهيدروجين (pH) ، يتم إدخاله لتقدير حموضة أو قلوية الماء ، و محاليل مائية، لأن الأرقام ذات القوى السلبيةمن الصعب استخدام. بالنسبة للمياه النقية ، الرقم الهيدروجيني = 7 ، ولكن نظرًا لعدم وجود ماء نقي في الطبيعة ، واستمرار تفكك الماء جنبًا إلى جنب مع تحلل الإلكتروليتات المذابة الأخرى ، يمكن أن تكون قيمة الرقم الهيدروجيني أقل أو أكثر من 7 ، أي بالنسبة للماء ، عمليا ، درجة الحموضة ≠ 7.

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 الزراعةيميز 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. الدمار شعرية الكريستالالمواد DH 0 cr> 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

يلعب الماء دورًا مهمًا للغاية في العمليات البيولوجية ، وهو مكون أساسي (من 58 إلى 97 ٪) من جميع خلايا وأنسجة البشر والحيوانات والنباتات والأوليات. إنه يوم الأربعاء فيالتي تحدث فيها مجموعة متنوعة من العمليات البيوكيميائية.

يتمتع الماء بقدرة تذويب جيدة ويسبب التفكك الإلكتروليتي للعديد من المواد الذائبة فيه.

تتم عملية تفكك الماء وفقًا لنظرية برونستيد وفقًا للمعادلة:

ح 2 0 + ح 2 0 شمال 3 ا + + أوه - ؛ ΔН ديس = +56.5 كيلوجول / مول

أولئك. يستسلم جزيء الماء ، والآخر يعلق بروتونًا ، ويحدث التأين المائي:

ح 2 0 شمال + + أوه - - رد فعل نزع التوتر

ح 2 0 + ح + ح 3 ا + - تفاعل البروتونات

ثابت تفكك الماء عند 298 درجة مئوية ، والذي تحدده طريقة التوصيل الكهربائي ، هو:

أ (H +) - نشاط أيونات H + (للإيجاز ، بدلاً من H3O + اكتب H +) ؛

أ (OH -) - نشاط أيونات OH ؛

أ (H 2 0) - النشاط المائي ؛

درجة تفكك الماء صغيرة جدًا ، لذا فإن نشاط أيونات الهيدروجين - والهيدروكسيد - في الماء النقي يكاد يكون مساويًا لتركيزاتها. تركيز الماء ثابت ويساوي 55.6 مول.

(1000 جم: 18 جم / مول = 55.6 مول)

استبدال هذه القيمة في التعبير عن ثابت التفكك Kd (H 2 0) ، وبدلاً من أنشطة أيونات الهيدروجين - والهيدروكسيد - ، يتم الحصول على تركيزاتها ، يتم الحصول على تعبير جديد:

K (H 2 0) \ u003d C (H +) × C (OH -) \ u003d 10-14 مول 2 / لتر 2 عند 298 كيلو ،

بتعبير أدق ، K (H 2 0) \ u003d a (H +) × a (OH -) \ u003d 10-14 مول 2 لتر 2 -

يسمى K (H 2 0) منتج أيون للماء أو ثابت التأين الذاتي.

في الماء النقي أو أي محلول مائي عند درجة حرارة ثابتة ، يكون ناتج تركيزات (أنشطة) الهيدروجين - والهيدروكسيد - أيونات قيمة ثابتة ، تسمى المنتج الأيوني للماء.

يعتمد ثابت K (H 2 0) على درجة الحرارة. عندما ترتفع درجة الحرارة ، فإنها تزداد ، لأن. عملية تفكك الماء ماصة للحرارة. في الماء النقي أو المحاليل المائية للمواد المختلفة عند 298 كلفن ، سيكون نشاط (تركيز) أيونات الهيدروجين - والهيدروكسيد - كما يلي:

أ (H +) \ u003d أ (OH -) \ u003d K (H 2 0) \ u003d 10-14 \ u003d 10-7 مول / لتر.

في المحاليل الحمضية أو القلوية ، لن تكون هذه التركيزات متساوية مع بعضها البعض ، لكنها ستتغير بشكل متزامن: مع زيادة أحدهما ، سينخفض ​​الآخر وفقًا لذلك ، والعكس صحيح ، على سبيل المثال ،

أ (H +) \ u003d 10-4 ، أ (أوه -) \ u003d 10 -10 ، منتجهم دائمًا 10-14

مؤشر الهيدروجين

من الناحية النوعية ، يتم التعبير عن تفاعل الوسط من حيث نشاط أيونات الهيدروجين. من الناحية العملية ، لا يستخدمون هذه القيمة ، ولكن مؤشر الهيدروجين الرقم الهيدروجيني - قيمة مساوية عدديًا للوغاريتم العشري السالب لنشاط (تركيز) أيونات الهيدروجين ، معبرًا عنه بالمول / لتر.

الرقم الهيدروجيني = -lga(ح + ),

وللحلول المخففة

الرقم الهيدروجيني = -إل جي سي(ح + ).

للمياه النقية والوسائط المحايدة عند 298K pH = 7 ؛ لمحاليل الأس الهيدروجيني الحمضية<7, а для щелочных рН>7.

يمكن أيضًا أن يتميز تفاعل الوسط بمؤشر الهيدروكسيل:

RON = -lga(أوه - )

او تقريبا

RON = -إيغج (Oح - ).

وفقًا لذلك ، في بيئة محايدة рОН = рН = 7 ؛ في بيئة حمضية ، pOH> 7 ، وفي بيئة قلوية ، pOH<7.

إذا أخذنا اللوغاريتم العشري السالب للتعبير عن حاصل الضرب الأيوني للماء ، نحصل على:

الرقم الهيدروجيني + الرقم الهيدروجيني = 14.

لذلك ، فإن الأس الهيدروجيني و الأس الهيدروجيني هما أيضًا كميات مترافقة. دائمًا ما يكون مجموع المحاليل المائية المخففة هو 14. معرفة الرقم الهيدروجيني ، فمن السهل حساب الأس الهيدروجيني:

الرقم الهيدروجيني = 14 - рОН

والعكس صحيح:

صأوه= 14 - الرقم الهيدروجيني.

في المحاليل ، يتم تمييز الحموضة النشطة والمحتملة (الاحتياطية) والإجمالية.

الحموضة النشطةيقاس من خلال نشاط (تركيز) أيونات الهيدروجين في المحلول ويحدد الرقم الهيدروجيني للمحلول. في محاليل الأحماض والقواعد القوية ، يعتمد الأس الهيدروجيني على تركيز الحمض أو القاعدة ، ونشاط أيونات الهيدروجين + وهو - يمكن حسابها باستخدام الصيغ:

آه + ) = C (حمض l / z) × α لكل منهما ؛ الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg a (H. + )

أ (OH - ) = C (قاعدة ل / ض) × α لكل منهما ؛ الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg a (OH - )

الرقم الهيدروجيني = - lgC (حمض l / z) - لمحاليل مخففة للغاية من الأحماض القوية

РОН = - lgC (l / z base) - لمحاليل القواعد المخففة للغاية

الحموضة المحتملةيقاس بعدد أيونات الهيدروجين المرتبطة بجزيئات الحمض ، أي يمثل "احتياطي" من جزيئات الحمض غير المنفصلة.

الحموضة العامة- مجموع الحموضة النشطة والمحتملة ، والتي يتم تحديدها من خلال التركيز التحليلي للحمض والتي يتم تحديدها بالمعايرة

واحدة من الخصائص المدهشة للكائنات الحية القاعدة الحمضية

الاستتباب -ثبات الرقم الهيدروجيني للسوائل البيولوجية والأنسجة والكائنات الحية. يقدم الجدول 1 قيم الأس الهيدروجيني لبعض الكائنات البيولوجية.

الجدول 1

من البيانات الواردة في الجدول ، يمكن ملاحظة أن درجة الحموضة للسوائل المختلفة في جسم الإنسان تختلف على نطاق واسع إلى حد ما اعتمادًا على الموقع. الدم،مثل السوائل البيولوجية الأخرى ، تميل إلى الحفاظ على قيمة ثابتة لقيمة الأس الهيدروجيني ، والتي يتم عرض قيمها في الجدول 2

الجدول 2

يؤدي التغيير في الرقم الهيدروجيني من القيم المشار إليها بمقدار 0.3 فقط باتجاه زيادة أو نقصان إلى تغيير في تبادل العمليات الأنزيمية ، مما يؤدي إلى مرض خطير في الشخص. إن تغيير الرقم الهيدروجيني البالغ 0.4 فقط لا يتوافق بالفعل مع الحياة. وجد الباحثون أن أنظمة عازلة الدم التالية تشارك في تنظيم توازن الحمض القاعدي: الهيموغلوبين ، البيكربونات ، البروتين والفوسفات. يتم عرض حصة كل نظام في سعة التخزين المؤقت في الجدول 3.

الجدول 3

جميع أنظمة الجسم العازلة هي نفسها وفقًا لآلية العمل ، لأن وهي تتكون من حمض ضعيف: كربوني ، ثنائي هيدرو فوسفوريك (أيون ثنائي هيدرو فوسفات) ، بروتين ، هيموغلوبين (أوكسي هيموغلوبين) وأملاح هذه الأحماض ، الصوديوم بشكل أساسي ، بخصائص القواعد الضعيفة. ولكن نظرًا لأن نظام البيكربونات في الجسم لا يتساوى من حيث سرعة الاستجابة ، فسننظر في القدرة على الحفاظ على ثبات البيئة في الجسم بمساعدة هذا النظام.

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. إن عملية التفكك الكهربائي للماء ممكنة بسبب القطبية العالية نسبيًا لروابط O-H ووجود 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.

يمكن للمياه النقية ، على الرغم من فقرها (مقارنة بمحاليل الإلكتروليت) ، توصيل الكهرباء. ويرجع ذلك إلى قدرة جزيء الماء على التفكك (التفكك) إلى أيونيين ، وهما موصلان للتيار الكهربائي في الماء النقي (التفكك أدناه يعني التفكك الإلكتروليتي - التحلل إلى أيونات):

مؤشر الهيدروجين (pH) هو القيمة التي تميز نشاط أو تركيز أيونات الهيدروجين في المحاليل. يُشار إلى مؤشر الهيدروجين بالرقم الهيدروجيني. مؤشر الهيدروجين يساوي عدديًا اللوغاريتم العشري السالب لنشاط أو تركيز أيونات الهيدروجين ، معبرًا عنه بالمولات لكل لتر: pH = -lg [H +] إذا [H +]> 10-7 مول / لتر ، [OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7 مول / لتر - بيئة قلوية ؛ الرقم الهيدروجيني> 7. تحلل الملح- هذا هو التفاعل الكيميائي لأيونات الملح مع أيونات الماء ، مما يؤدي إلى تكوين إلكتروليت ضعيف. واحد). التحلل المائي غير ممكن ملح يتكون من قاعدة قوية وحمض قوي ( KBr, كلوريد الصوديوم, NaNO3) ، لن يخضع للتحلل المائي ، لأنه في هذه الحالة لا يتشكل إلكتروليت ضعيف. pH لمثل هذه المحاليل = 7. تفاعل الوسط يظل متعادلًا. 2). التحلل المائي في الكاتيون (فقط الكاتيون يتفاعل مع الماء). في ملح يتكون من قاعدة ضعيفة وحمض قوي

(FeCl2,NH4Cl, Al2 (SO4) 3,MgSO4)

الكاتيون يخضع للتحلل المائي:

FeCl2 + HOH<=>Fe (OH) Cl + HCl Fe2 + + 2Cl- + H + + OH-<=>FeOH + + 2Cl- + Н +

نتيجة للتحلل المائي ، يتشكل إلكتروليت ضعيف وأيونات H + وأيونات أخرى. محلول الرقم الهيدروجيني< 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион). Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой

(KClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa)

يخضع للتحلل المائي بواسطة الأنيون ، مما يؤدي إلى تكوين إلكتروليت ضعيف ، أيون هيدروكسيد OH- وأيونات أخرى.

K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K + + SiO32- + H + + OH-<=>HSiO3- + 2K + + OH-

يكون الرقم الهيدروجيني لمثل هذه الحلول> 7 (يكتسب المحلول تفاعلًا قلويًا) 4). التحلل المائي للمفصل (يتفاعل كل من الكاتيون والأنيون مع الماء). يتكون الملح من قاعدة ضعيفة وحمض ضعيف

(CH 3COONH 4, (NH 4) 2CO 3, Al2S3),

يتحلل كل من الكاتيون والأنيون. نتيجة لذلك ، يتم تكوين قاعدة منخفضة وحمض. يعتمد الرقم الهيدروجيني لمحاليل هذه الأملاح على القوة النسبية للحمض والقاعدة. مقياس قوة الحمض والقاعدة هو ثابت تفكك الكاشف المقابل. يمكن أن يكون تفاعل بيئة هذه المحاليل محايدًا أو حمضيًا قليلاً أو قلويًا قليلاً:

Al2S3 + 6H2O => 2Al (OH) 3v + 3H2S ^

التحلل المائي هو عملية قابلة للعكس. يستمر التحلل المائي بشكل لا رجعة فيه إذا نتج عن التفاعل قاعدة غير قابلة للذوبان و (أو) حمض متطاير