Токова и напреженова дисоциация на водата. Електролитна дисоциация на вода. Константа на дисоциация на водата. Йонно произведение на вода. Електронните облаци от орбитали с различни стойности на l имат различни конфигурации, а тези с еднакви l имат подобна конфигурация.

Специален случай на дисоциация (процесът на разпадане на по-големи частици от веществото - молекули йони или радикали - на по-малки частици) е електролитната дисоциация, при която неутралните молекули на вещество, наречено електролит, в разтвор (в резултат на излагане на полярни молекули на разтворителя) се разлагат на заредени частици: катиони и аниони. Това обяснява способността за провеждане на ток.

Прието е всички електролити да се разделят на две групи: слаби и силни. Водата принадлежи към слабите електролити, дисоциацията на водата се характеризира с малко количество дисоциирани молекули, тъй като те са доста стабилни и практически не се разлагат на йони. Чистата (без примеси) вода слабо провежда електричество. Това се дължи на химическата природа на самата молекула, когато положително поляризираните водородни атоми са вградени в електронната обвивка на сравнително малък кислороден атом, който е отрицателно поляризиран.

Характеризира се силата и слабостта на електролитите (обозначени с α, често тази стойност се изразява в% от 0 до 100 или във фракции от единица от 0 до 1) - способността да се разлагат на йони, т.е. съотношението на брой на разпадналите се частици към броя на частиците преди разпадане. Вещества като киселини, соли и основи се разлагат напълно на йони под действието на полярните. Дисоциацията на водата се придружава от разпадането на H2O молекулите на протона H+ и хидроксилната група OH-. Ако представим уравнението на дисоциация на електролита във формата: M=K++A-, тогава дисоциацията на водата може да се изрази чрез уравнението: H2O↔H++OH- и уравнението, чрез което степента на дисоциация на водата е изчисленото може да бъде представено в две форми (чрез концентрацията на образуваните протони или концентрацията на образуваните хидроксилни групи): α=[H+]/[H2O] или α=[OH-]/[H2O]. Тъй като стойността на α е засегната не само химическа природавещество, но и концентрацията на разтвора или неговата температура, тогава е прието да се говори за привидната (въображаема) степен на дисоциация.

Тенденцията на слабите електролитни молекули, включително водата, да се разлагат на йони до голяма степен се характеризира с константата на дисоциация (специален случай на равновесната константа), която обикновено се нарича Kd. За изчисляване на тази стойност се прилага законът за масовото действие, който установява съотношението между масите на получените и изходните вещества. Електролитна дисоциациявода е разпадането на оригиналните водни молекули на водородни протони и хидроксилна група, следователно се изразява с уравнението: Kd \u003d [H +] . [OH-]/[H2O]. Тази стойност за водата е постоянна и зависи само от температурата, при температура равна на 25 ° C, Kd = 1.86.10-16.

Познавайки моларната маса на водата (18 грама/мол), както и пренебрегвайки концентрацията на дисоциираните молекули и приемайки масата на 1 dm3 вода за 1000 g, можем да изчислим концентрацията на недисоциирани молекули в 1 dm3 вода: [ Н2О]=1000/18.0153=55.51 mol/dm3. След това, от уравнението на константата на дисоциация, може да се намери произведението на концентрациите на протони и хидроксилни групи: [H+].[OH-]=1.86.10-16.55.51=1.10-14. При извличане корен квадратенот получената стойност се получава концентрацията на протони (водородни йони), която определя киселинността на разтвора и е равна на концентрацията на хидроксилните групи: [H+]=[OH-]=1,10-7.

Но в природата вода с такава чистота не съществува поради наличието на разтворени газове в нея или замърсяване на водата с други вещества (всъщност водата е разтвор на различни електролити), следователно при 25 ° C концентрацията на водород протони или концентрацията на хидроксилни групи се различава от 1.10-7. Тоест, киселинността на водата се дължи на протичането не само на такъв процес като дисоциацията на водата. е отрицателният логаритъм на концентрацията на водородни йони (pH), той се въвежда за оценка на киселинността или алкалността на водата, и водни разтвори, тъй като числата с отрицателни силитруден за използване. За чиста вода pH = 7, но тъй като в природата няма чиста вода и дисоциацията на водата протича заедно с разлагането на други разтворени електролити, стойността на pH може да бъде по-малка или по-голяма от 7, т.е. за вода, на практика pH ≠ 7.

Важна характеристика на течната вода е нейната способност спонтанно да се дисоциира според реакцията:

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

Този процес се нарича още самойонизация или автопротолиза. Получените Н + протони и ОН - аниони са заобиколени от определен брой полярни водни молекули, т.е. хидратиран: H + ×nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Първичната хидратация може да бъде представена от редица аквакомплекси: H 3 O +; H5O2+; Н 7 О 3+; H 9 O 4 +, сред които преобладават йони H 9 O 4 + (H + × 4H 2 O). Животът на всички тези йони във водата е много кратък, т.к протоните постоянно мигрират от едни и същи молекули

вода на другите. Обикновено, за простота, в уравненията се използва само катионът от състава H 3 O + (H + × H 2 O), наречен хидрониев йон.

Процесът на дисоциация на водата, като се вземе предвид хидратацията на протона и образуването на хидроксониевия йон, може да бъде написан: 2H 2 O « H 3 O + + OH -

Водата е слаб електролит, чиято степен на дисоциация е

Тъй като à C е равно на (H 2 O), "C ref (H 2 O) или [H 2 O] е равно на ≈ [H 2 O] ref

е броят молове в един литър вода. C ref (H 2 O) в разреден разтвор остава постоянен. Това обстоятелство ни позволява да включим C е равно на (H 2 O) в равновесната константа.

Така произведението на две константи дава нова константа, която се нарича йонен продукт на вода. При температура 298 К.

¾- Постоянността на йонния продукт на водата означава, че във всеки воден разтвор: киселинен, неутрален или алкален - винаги има и двата вида йони (Н + и ОН -)

¾- В чиста вода концентрациите на водородни и хидроксидни йони са равни и при нормални условия са:

K w 1/2 \u003d 10 -7 mol / l.

¾- Когато се добавят киселини, концентрацията на [Н +] се увеличава, т.е. равновесието се измества наляво и концентрацията на [OH -] намалява, но K w остава равно на 10 -14.

В кисела среда > 10 -7 mol/l, и< 10 -7 моль/л

В алкална среда< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l

На практика, за удобство, използваме pH стойност (pH)и хидроксилния индекс (рОН) на средата.

Това е десетичният логаритъм от концентрациите (активностите), съответно, на водородни йони или хидроксидни йони в разтвор, взети с обратен знак: pH = - lg, pOH = - lg

Във водни разтвори pH + pOH = 14.

Таблица номер 14.

K w зависи от температурата (тъй като дисоциацията на водата е ендотермичен процес)

K w (25 o C) \u003d 10 -14 Þ pH \u003d 7

K w (50 o C) \u003d 5,47 × 10 -14 Þ pH \u003d 6,63

Измерването на pH се използва изключително широко. В биологията и медицината стойността на pH на биологичните течности се използва за определяне на патологиите. Например нормалното серумно pH е 7,4±0,05; слюнка - 6.35..6.85; стомашен сок - 0.9..1.1; сълзи - 7,4±0,1. AT селско стопанство pH характеризира киселинността на почвите, екологичното състояние на природните води и др.

Киселинно-базовите индикатори са химични съединения, които променят цвета си в зависимост от pH на средата, в която се намират. Вероятно сте обръщали внимание как се променя цветът на чая, когато сложите лимон в него - това е пример за действието на киселинно-алкален индикатор.

Индикаторите обикновено са слаби органични киселини или основи и могат да съществуват в разтвор в две тавтомерни форми:

HInd « H + + Ind - , където HInd е киселинната форма (това е формата, която преобладава в киселинните разтвори); Ind е основната форма (преобладава в алкални разтвори).

Поведението на индикатора е подобно на поведението на слаб електролит в присъствието на по-силен със същия йон. Колкото по-последователно равновесието се измества към съществуването на киселинната форма HInd и обратно (принцип на Le Chatelier).

Опитът ясно показва възможността за използване на някои индикатори:

Таблица № 15

Специални устройства - pH метри ви позволяват да измервате pH с точност от 0,01 в диапазона от 0 до 14. Дефиницията се основава на измерване на ЕМП на галванична клетка, един от електродите на която е например стъкло.

Най-точната концентрация на водородни йони може да се определи чрез киселинно-алкално титруване. Титруването е процес на постепенно добавяне на малки порции от разтвор с известна концентрация (титрант) към разтвора за титруване, чиято концентрация искаме да определим.

буферни разтвори- Това са системи, чието pH се променя относително малко, когато се разреждат или добавят към тях с малки количества киселини или основи. Най-често те са разтвори, съдържащи:

а) а) Слаба киселина и нейната сол (CH 3 COOH + CH 3 COOHa) - ацетатен буфер

в) Слаба основа и нейната сол (NH 4 OH + NH 4 Cl) - амониев буфер

в) Две киселинни соли с различен K d (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - фосфатен буфер

Нека разгледаме регулаторния механизъм на буферните разтвори, използвайки ацетатен буферен разтвор като пример.

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1) ако добавите малко количество алкали към буферната смес:

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

NaOH се неутрализира с оцетна киселина, за да се образува по-слаб електролит H 2 O. Излишъкът от натриев ацетат измества равновесието към получената киселина.

2. 2) ако добавите малко количество киселина:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Водородни катиони H + свързват йони CH3COO -

Нека намерим концентрацията на водородни йони в буферния ацетатен разтвор:

Равновесната концентрация на оцетна киселина навита C ref, до (тъй като слаб електролит), и [СH 3 COO - ] = C сол (тъй като солта е силен електролит), тогава . Уравнение на Хендерсън-Хаселбах:

Така pH на буферните системи се определя от съотношението на концентрациите на сол и киселина. При разреждане това съотношение не се променя и рН на буфера не се променя при разреждане; това отличава буферните системи от чистия електролитен разтвор, за който е валиден законът за разреждане на Оствалд.

Има две характеристики на буферните системи:

1.буферна сила. Абсолютна стойностбуферната сила зависи от

обща концентрация на компонентите на буферната система, т.е. колкото по-голяма е концентрацията на буферната система, толкова повече алкали (киселина) са необходими за същата промяна в pH.

2.Буферен резервоар (B).Буферният капацитет е границата, при която се извършва буферното действие. Буферната смес поддържа pH постоянно само ако количеството силна киселина или основа, добавено към разтвора, не надвишава определена гранична стойност - B. Капацитетът на буфера се определя от броя g / eq силна киселина (основа), който трябва да се добави към един литър от буферната смес, за да се промени pH стойността на единица, т.е. . Заключение: Свойства на буферните системи:

1. 1. слабо зависим от разреждането.

2. 2. Добавянето на силни киселини (основи) прави малка разлика в буферния капацитет на B.

3. 3. Буферният капацитет зависи от силата на буфера (от концентрацията на компонентите).

4. 4. Буферът проявява максимален ефект, когато киселината и солта присъстват в разтвора в еквивалентни количества:

Със сол \u003d C до вас; = K d, k; pH \u003d pK d, k (pH се определя от стойността на K d).

Хидролизата е химичното взаимодействие на водата със солите.. Хидролизата на солите се свежда до процеса на пренос на протони. В резултат на неговия поток се появява известен излишък от водородни или хидроксилни йони, придаващи киселинни или алкални свойства на разтвора. По този начин хидролизата е обратната на процеса на неутрализация.

Хидролизата на солта включва 2 етапа:

а) Електролитна дисоциация на сол с образуване на хидратирани йони:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O

акцептор - катиони със свободни орбитали)

Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (водородна връзка)

в) Анионна хидролиза. Cl - + HOH à HCl + OH -

в) Хидролиза при катиона. K + + HOH à KOH +

Всички соли, образувани с участието на слаби

електролити:

1. Сол, образувана от анион на слаби киселини и катион на силни основи

CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + NaOH

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

Анионите на слабите киселини изпълняват функцията на основи по отношение на водата - донор на протони, което води до повишаване на концентрацията на ОН - , т.е. алкализиране на околната среда.

Дълбочината на хидролиза се определя от: степента на хидролиза a g:

е концентрацията на хидролизирана сол

е концентрацията на първоначалната сол

a g е малък, например за 0,1 mol разтвор на CH3COONa при 298 K, той е 10 -4.

По време на хидролизата в системата се установява равновесие, характеризиращо се с К р

Следователно, колкото по-малка е константата на дисоциация, толкова по-голяма е константата на хидролиза. Степента на хидролиза с хидролизната константа е свързана с уравнението:

С увеличаване на разреждането, т.е. намаляване на C 0, степента на хидролиза се увеличава.

2. 2. Сол, образувана от катиона на слабите основи и аниона на силните киселини

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7

Протолитичното равновесие се измества наляво, слабият основен катион NH 4 + изпълнява функцията на киселина по отношение на водата, което води до подкисляване на средата. Константата на хидролиза се определя от уравнението:

Равновесната концентрация на водородни йони може да се изчисли: [H +] е равно на = a g × C 0 (първоначална концентрация на сол), където

Киселинността на средата зависи от първоначалната концентрация на соли от този тип.

3. 3. Сол, образувана от анион на слаби киселини и катион на слаби основи. Хидролизира както катион, така и анион

NH 4 CN + HOH до NH 4 OH + HCN

За да определите рН на разтворената среда, сравнете K D, k и K D, основно

K D,k > K D,основна среда леко кисела

К Д, к< К Д,осн à среда слабо щелочная

K D,k \u003d K D,основа à неутрална среда

Следователно степента на хидролиза на този вид сол не зависи от концентрацията им в разтвора.

защото и [OH -] се определят от K D, k и K D, база, тогава

pH на разтвора също не зависи от концентрациите на сол в разтвора.

Солите, образувани от многозареден анион и еднозареден катион (амониев сулфид, карбонат, фосфат), се хидролизират почти напълно от първия етап, т.е. са в разтвор под формата на смес от слаба основа NH 4 OH и нейната сол NH 4 HS, т.е. под формата на амониев буфер.

За соли, образувани от многозареден катион и еднозареден анион (ацетати, Al, Mg, Fe, Cu формати), хидролизата се засилва при нагряване и води до образуването на основни соли.

Хидролизата на нитрати, хипохлорити, хипобромити Al, Mg, Fe, Cu протича напълно и необратимо, т.е. солите не се изолират от разтвори.

Солите: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 и други са слабо разтворими във вода, но някои от техните йони участват в процеса на хидролиза, което води до известно повишаване на тяхната разтворимост.

Хромните и алуминиевите сулфиди се хидролизират напълно и необратимо с образуването на съответните хидроксиди.

4. 4. Солите, образувани от аниона на силни киселини и силни основи, не се подлагат на хидролиза.

Най-често хидролизата е вредно явление, което причинява различни усложнения. Така че в синтез неорганични веществаот водни разтвори в полученото вещество се появяват примеси - продукти от неговата хидролиза. Някои съединения изобщо не могат да бъдат синтезирани поради необратима хидролиза.

- ако хидролизата протича по аниона, тогава към разтвора се добавя излишък от алкали

- ако хидролизата протича през катиона, тогава към разтвора се добавя излишък от киселина

И така, първата качествена теория на електролитните разтвори е изразена от Арениус (1883 - 1887). Според тази теория:

1. 1. Молекулите на електролита се дисоциират на противоположни йони

2. 2. Между процесите на дисоциация и рекомбинация се установява динамично равновесие, което се характеризира с К Д. Това равновесие се подчинява на закона за действието на масите. Фракцията на дезинтегрираните молекули се характеризира със степента на дисоциация a. Законът на Оствалд се свързва с D и a.

3. 3. Електролитният разтвор (според Арениус) е смес от молекули на електролита, неговите йони и молекули на разтворителя, между които няма взаимодействие.

Заключение: теорията на Арениус направи възможно обяснението на много свойства на разтвори на слаби електролити при ниски концентрации.

Теорията на Арениус обаче е била само от физическо естество, т.е. не разгледа следните въпроси:

Защо веществата се разпадат на йони в разтвор?

Какво се случва с йоните в разтворите?

По-нататъчно развитиетеорията на Арениус е получена в трудовете на Оствалд, Писаржевски, Каблуков, Нернст и др. Например, важността на хидратацията е посочена за първи път от Каблуков (1891), като инициира развитието на теорията за електролитите в посоката, посочена от Менделеев (т.е. той е първият, който успява да съчетае солватната теория на Менделеев с физическата теория за Арениус). Солватацията е процесът на електролитно взаимодействие

молекули на разтворителя за образуване на сложни съединения на солвати. Ако разтворителят е вода, тогава процесът на взаимодействие на електролита с водните молекули се нарича хидратация, а аква комплексите се наричат ​​кристални хидрати.

Помислете за пример за дисоциация на електролити в кристално състояние. Този процес може да бъде представен на два етапа:

1. 1.разрушаване кристална решеткавещества DH 0 cr > 0, процесът на образуване на молекули (ендотермичен)

2. 2. образуване на солватирани молекули, DH 0 разтвор< 0, процесс экзотермический

Получената топлина на разтваряне е равна на сумата от топлината на двата етапа DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv и може да бъде както отрицателна, така и положителна. Например енергията на кристалната решетка KCl = 170 kcal/mol.

Топлината на хидратация на йони K + = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, а получената енергия е 165 kcal/mol.

Топлината на хидратация частично покрива енергията, необходима за освобождаване на йони от кристала. Останалите 170 - 165 = 5 kcal / mol могат да бъдат покрити поради енергията на топлинното движение, а разтварянето е придружено от абсорбиране на топлина от околен свят. Хидратите или солватите улесняват процеса на ендотермична дисоциация, правейки рекомбинацията по-трудна.

И ето ситуация, в която е налице само един от двата посочени етапа:

1. разтваряне на газове - няма първи етап на разрушаване на кристалната решетка, остава екзотермична солватация, следователно разтварянето на газове, като правило, е екзотермично.

2. при разтваряне на кристални хидрати няма етап на солватация, остава само ендотермично разрушаване на кристалната решетка. Например разтвор на кристален хидрат: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DH разтвор = DH cr = + 11,7 kJ/mol

Разтвор на безводна сол: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DH разтвор = DH разтвор + DH cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol

Изключително важна роля в биологичните процеси играе водата, която е основен компонент (от 58 до 97%) от всички клетки и тъкани на човека, животните, растенията и протозоите. сряда е вв които протичат различни биохимични процеси.

Водата има добра разтворимост и предизвиква електролитна дисоциация на много вещества, разтворени в нея.

Процесът на дисоциация на водата според теорията на Брьонстед протича съгласно уравнението:

з 2 0+H 2 0 Н 3 О + + ОХ - ; ΔН dis = +56,5 kJ/mol

Тези. една водна молекула се отказва, а другата прикрепя протон, възниква автойонизация на водата:

з 2 0 Н + + ОХ - - реакция на депротониране

з 2 0 + H + з 3 О + - реакция на протониране

Константата на дисоциация на водата при 298°K, определена чрез метода на електропроводимостта, е:

a(H +) - активност на H + йони (за краткост вместо H3O + напишете H +);

a (OH -) - активност на OH - йони;

a (H 2 0) - активност на водата;

Степента на дисоциация на водата е много малка, така че активността на водородните и хидроксидните йони в чистата вода е почти равна на техните концентрации. Концентрацията на водата е постоянна и равна на 55,6 mol.

(1000g: 18g/mol= 55.6mol)

Замествайки тази стойност в израза за константата на дисоциация Kd (H 2 0) и вместо активностите на водородните и хидроксидните йони, техните концентрации, се получава нов израз:

K (H 2 0) \u003d C (H +) × C (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 при 298K,

По-точно, K (H 2 0) \u003d a (H +) × a (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 l 2 -

K(H 2 0) се нарича йонен продукт на вода или автойонизационна константа.

В чиста вода или всеки воден разтвор при постоянна температура продуктът на концентрациите (активностите) на водородни и хидроксидни йони е постоянна стойност, наречена йонен продукт на водата.

Константата K(H 2 0) зависи от температурата. Когато температурата се повиши, тя се повишава, т.к. процесът на дисоциация на водата е ендотермичен. В чиста вода или водни разтвори на различни вещества при 298K, активността (концентрацията) на водородни и хидроксидни йони ще бъде:

a (H +) \u003d a (OH -) \u003d K (H 2 0) \u003d 10 -14 = 10 -7 mol / l.

В кисели или алкални разтвори тези концентрации вече няма да бъдат равни една на друга, но ще се променят конюгатно: с увеличаване на една от тях другата съответно ще намалее и обратно, например

a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, техният продукт винаги е 10 -14

Индикатор за водород

Качествено реакцията на средата се изразява в активността на водородните йони. На практика те не използват тази стойност, а водородният индикатор pH - стойност, числено равна на отрицателния десетичен логаритъм на активността (концентрацията) на водородните йони, изразена в mol/l.

pH= -lga(з + ),

и за разредени разтвори

pH= -lgC(з + ).

За чиста вода и неутрална среда при 298K pH=7; за кисели pH разтвори<7, а для щелочных рН>7.

Реакцията на средата може да се характеризира и с хидроксилния индекс:

RON= -lga(о - )

или приблизително

RON= -ИгC(Oз - ).

Съответно в неутрална среда рОН=рН=7; в кисела среда, pOH> 7, и в алкална среда, pOH<7.

Ако вземем отрицателния десетичен логаритъм на израза за йонния продукт на вода, получаваме:

рН + рОН=14.

Следователно pH и pOH също са спрегнати величини. Тяхната сума за разредените водни разтвори винаги е 14. Знаейки рН, е лесно да се изчисли pOH:

pH=14 – рОН

и обратно:

Ро= 14 - pH.

В разтворите се разграничават активна, потенциална (резервна) и обща киселинност.

Активна киселинностизмерва се чрез активността (концентрацията) на водородните йони в разтвора и определя pH на разтвора. В разтвори на силни киселини и основи рН зависи от концентрацията на киселината или основата и активността на Н йони + и той - може да се изчисли по формулите:

a(H + )= C(l/z киселина)×α всеки; pH \u003d - lg a (H + )

a(OH - )=C(l/z основа)×α всеки; pH \u003d - lg a (OH - )

pH= - lgC(l/z киселина) – за изключително разредени разтвори на силни киселини

РОН= - lgC(l/z основа) - за изключително разредени разтвори на основи

Потенциална киселинностизмерено чрез броя на водородните йони, свързани в киселинни молекули, т.е. представлява "резерв" от недисоциирани киселинни молекули.

Обща киселинност- сумата от активната и потенциалната киселинност, която се определя от аналитичната концентрация на киселината и се установява чрез титруване

Едно от удивителните свойства на живите организми е киселинно-основен

хомеостаза -постоянството на pH на биологичните течности, тъкани и организми. Таблица 1 представя стойностите на pH на някои биологични обекти.

маса 1

От данните в таблицата може да се види, че pH на различните течности в човешкото тяло варира в доста широк диапазон в зависимост от местоположението. КРЪВ,подобно на други биологични течности, има тенденция да поддържа постоянна стойност на pH, стойностите на които са представени в таблица 2

таблица 2

Промяната на pH от посочените стойности само с 0,3 към увеличение или намаляване води до промяна в обмена на ензимни процеси, което причинява сериозно заболяване при човек. Промяната на pH от само 0,4 вече е несъвместима с живота. Изследователите са установили, че следните буферни системи на кръвта участват в регулирането на киселинно-алкалния баланс: хемоглобин, бикарбонат, протеин и фосфат. Делът на всяка система в буферния капацитет е представен в таблица 3.

Таблица 3

Всички буферни системи на тялото са еднакви според механизма на действие, т.к те се състоят от слаба киселина: въглеродна, дихидрофосфорна (дихидрофосфатен йон), протеин, хемоглобин (оксохемоглобин) и соли на тези киселини, главно натрий, със свойствата на слаби основи. Но тъй като бикарбонатната система в тялото няма равна по отношение на скоростта на реакцията, ще разгледаме способността да поддържаме постоянство на средата в тялото с помощта на тази система.

Химически чистата вода има, макар и незначителна, но измерима електрическа проводимост, тъй като водата се дисоциира на йони в малка степен. Така че при стайна температура само около една от 10 8 водни молекули е в дисоциирана форма. Процесът на електролитна дисоциация на водата е възможен поради доста високата полярност на O-H връзките и наличието на система от водородни връзки между водните молекули. Уравнението на водната дисоциация се записва, както следва:

2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,

където H 3 O + е водороден хидрониев катион.

Уравнението на водната дисоциация може да бъде написано в по-проста форма:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Наличието на водородни и хидроксидни йони във водата й придава специфичните свойства на амфолита, т.е. способност да изпълнява функциите на слаба киселина и слаба основа. Константата на дисоциация на водата при температура 22 0 С:

където и са равновесните концентрации в g-йони/l, съответно, на водородни катиони и хидроксо-аниони, и е равновесната концентрация на вода в mol/l. Като се има предвид, че степента на дисоциация на водата е изключително малка, равновесната концентрация на недисоциирани водни молекули може да се приравни към общото количество вода в 1 литър от нея:

Сега израз (1) може да бъде записан в следната форма:

следователно = (1,8 10 -16) 55,56 = 10 -14 g-йон 2 / l 2.

Продуктът от концентрациите на водородни йони и хидроксо йони е константа не само за вода, но и за водни разтвори на соли, киселини и основи. Тази стойност се нарича йонен продукт на водаили водна константа.Следователно: K H2O \u003d \u003d 10 -14 g-йон 2 / l 2.

За неутрална среда = = 10 -7 g-ion/l. В кисела среда > , а в алкална< . 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. Водороден индикатор - pH

За да се характеризира количествено реакцията на дадена среда, обикновено не се дава концентрацията на водородни йони, а някакъв условен показател, обозначен с pH и наречен водороден индекс.Това е отрицателният десетичен логаритъм от концентрацията на водородни катиони pH \u003d - lg.

За неутрална среда pH = -lg 10 -7 = 7;

за киселина - pH< 7;

за алкални - pH > 7.

Понятието хидроксилен индекс pOH = - lg [OH -].

pH + pOH = 14.

Определянето на pH е от голямо значение в инженерството и по-специално в строителния бизнес. Обикновено pH се измерва с помощта на показатели- вещества, които могат да променят цвета си в зависимост от концентрацията на водородни йони. Индикатори са слаби киселини и основи, чиито молекули и йони са оцветени в различни цветове (табл. 1).

маса 1

Индикаторите обаче не го правят точно определениеСтойности на рН, следователно съвременните измервания на рН се правят с помощта на електрохимични методи, чиято точност е ± 0,01 рН единици.

Чистата вода, макар и лоша (в сравнение с електролитните разтвори), може да провежда електричество. Това се дължи на способността на водната молекула да се разпада (дисоциира) на два йона, които са проводниците на електрически ток в чиста вода (дисоциацията по-долу означава електролитна дисоциация - разпадане на йони):

Водородният индекс (pH) е стойност, която характеризира активността или концентрацията на водородните йони в разтворите. Водородният индекс се обозначава с pH. Водородният индекс е числено равен на отрицателния десетичен логаритъм на активността или концентрацията на водородните йони, изразени в молове на литър: pH=-lg[ H+ ] Ако [ H+ ]>10-7 mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - алкална среда; pH>7. Хидролиза на соли- това е химическото взаимодействие на йони на солта с йони на водата, което води до образуването на слаб електролит. един). Хидролизата не е възможна Сол, образувана от силна основа и силна киселина ( KBr, NaCl, NaNO3), няма да се подложи на хидролиза, тъй като в този случай не се образува слаб електролит, pH на такива разтвори = 7. Реакцията на средата остава неутрална. 2). Хидролиза при катиона (само катионът реагира с водата). В сол, образувана от слаба основа и силна киселина

(FeCl2,NH4CI, Al2(SO4)3,MgSO4)

катионът претърпява хидролиза:

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

В резултат на хидролиза се образува слаб електролит, Н + йон и други йони. pH на разтвора< 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)

претърпява хидролиза от аниона, което води до образуването на слаб електролит, хидроксиден йон OH- и други йони.

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

pH на такива разтвори е > 7 (разтворът придобива алкална реакция).4). Съвместна хидролиза (както катионът, така и анионът реагират с вода). Сол, образувана от слаба основа и слаба киселина

(CH 3COONH 4, (NH4)2CO3, Al2S3),

хидролизира както катион, така и анион. В резултат на това се образуват слабо дисоцииращи се основа и киселина. pH на разтворите на такива соли зависи от относителната сила на киселината и основата. Мярка за силата на киселина и основа е константата на дисоциация на съответния реагент. Реакцията на околната среда на тези разтвори може да бъде неутрална, леко кисела или леко алкална:

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

Хидролизата е обратим процес. Хидролизата протича необратимо, ако реакцията произвежда неразтворима основа и (или) летлива киселина