Vandens elektrolitinės disociacijos lygtis. Vandens ir pH disociacija. Vandenilio indikatorius – pH

Grynas vanduo prastai praleidžia elektros srovę, bet vis tiek turi išmatuojamą elektrinį laidumą, o tai paaiškinama daliniu H 2 O molekulių disociacija į vandenilio jonus ir hidroksido jonus:

H 2 O H + + OH -

Pagal gryno vandens elektrinio laidumo dydį galite apskaičiuoti H + ir OH jonų koncentraciją jame. Esant 25 ° C temperatūrai, jis yra lygus 10–7 mol / l.

Disociacijos konstanta H 2 O apskaičiuojama taip:

Perrašykime šią lygtį:

Reikia pabrėžti, kad šioje formulėje yra H 2 O molekulių, H + ir OH - jonų pusiausvyros koncentracijos, kurios buvo nustatytos H 2 O disociacijos reakcijos pusiausvyros momentu.

Bet, kadangi H 2 O disociacijos laipsnis yra labai mažas, galime daryti prielaidą, kad nedisocijuotų H 2 O molekulių koncentracija pusiausvyros momentu praktiškai lygi bendrai pradinei vandens koncentracijai, t.y. 55,56 mol / dm 3 (1 dm 3 H 2 O yra 1000 g H 2 O arba 1000: 18 ≈ 55,56 (molių). Praskiestuose vandeniniuose tirpaluose galime manyti, kad H 2 O koncentracija bus tokia pati. Todėl (42) lygtyje pakeičiant dviejų konstantų sandaugą nauja konstanta (arba KW ), turėsiu:

Gauta lygtis rodo, kad vandeniui ir praskiesti vandeniniai tirpalai esant pastoviai temperatūrai, vandenilio jonų ir hidroksido jonų molinių koncentracijų sandauga yra pastovi vertė. Tai kitaip vadinama jonų vandens produktas .

Gryname vandenyje 25°C temperatūroje.
Taigi nurodytai temperatūrai:

Kylant temperatūrai, vertė didėja. 100 ° C temperatūroje jis pasiekia 5,5 ∙ 10 -13 (34 pav.).

Ryžiai. 34. Vandens disociacijos konstantos K w priklausomybė
nuo temperatūros t(°С)

Vadinami tirpalai, kuriuose H + ir OH jonų koncentracijos yra vienodos neutralūs sprendimai. AT rūgštus tirpaluose yra daugiau vandenilio jonų, ir šarminis– hidroksido jonai. Bet kad ir kokia būtų terpės reakcija tirpale, H + ir OH jonų molinių koncentracijų sandauga išliks pastovi.

Jei, pavyzdžiui, į gryną H 2 O įdedama tam tikras kiekis rūgšties ir H + jonų koncentracija padidėja iki 10 -4 mol / dm 3, tai atitinkamai OH - jonų koncentracija sumažės taip, kad produktas lieka lygus 10 -14. Todėl šiame tirpale hidroksido jonų koncentracija bus lygi 10 -14: 10 -4 \u003d 10 -10 mol / dm 3. Šis pavyzdys rodo, kad jei žinoma vandenilio jonų koncentracija vandeniniame tirpale, tada nustatoma ir hidroksido jonų koncentracija. Todėl tirpalo reakciją galima kiekybiškai apibūdinti H + jonų koncentracija:

neutralus tirpalas ®

rūgštus tirpalas ®

šarminis tirpalas ®

Praktiškai tirpalo rūgštingumui ar šarmingumui kiekybiškai apibūdinti naudojama ne H + jonų molinė koncentracija jame, o jo neigiamas dešimtainis logaritmas. Ši vertė vadinama pH indikatorius ir žymimas pH :

pH = -lg

Pavyzdžiui, jei , tai pH = 2; jei , tai pH = 10. Neutraliame tirpale pH = 7. Rūgščiuose tirpaluose pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (ir kuo daugiau, tuo tirpalas „šarmesnis“, t. y. tuo mažesnė H + jonų koncentracija jame).

Yra įvairių tirpalo pH matavimo metodų. Labai patogu apytiksliai įvertinti tirpalo reakciją naudojant specialius reagentus, vadinamus rūgščių-šarmų rodikliai . Šių medžiagų spalva tirpale kinta priklausomai nuo H + jonų koncentracijos jame. Kai kurių dažniausiai pasitaikančių rodiklių charakteristikos pateiktos 12 lentelėje.

12 lentelė Svarbiausi rūgščių-šarmų rodikliai

Vanduo- silpnas amfoterinis elektrolitas.

Vandens jonizacijos lygtis, atsižvelgiant į vandenilio jonų H + hidrataciją, yra:

Neatsižvelgiant į H + jonų hidrataciją, vandens disociacijos lygtis yra tokia:

Kaip matyti iš antrosios lygties, vandenilio jonų H + ir hidroksido jonų OH - koncentracijos vandenyje yra vienodos. 25 o C temperatūroje [H +] \u003d [OH -] \u003d 10 -7 mol / l.

Vandenilio jonų ir hidroksido jonų koncentracijų sandauga vadinama jonų vandens produktas(K H 2 O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O yra pastovi vertė ir esant 25 ° C temperatūrai

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

Praskiestuose vandeniniuose elektrolitų tirpaluose, kaip ir vandenyje, vandenilio jonų H + ir hidroksido jonų OH - - koncentracijų sandauga yra pastovi reikšmė tam tikroje temperatūroje. Joninis vandens produktas leidžia bet kokiam vandeniniam tirpalui apskaičiuoti hidroksido jonų koncentraciją OH - jei žinoma vandenilio jonų koncentracija H + ir atvirkščiai.

Bet kurio vandeninio tirpalo aplinką galima apibūdinti vandenilio jonų H + arba hidroksido jonų koncentracija OH - .

Vandeniniuose tirpaluose yra trijų tipų terpės: neutralios, šarminės ir rūgštinės.

Neutrali aplinka- tai aplinka, kurioje vandenilio jonų koncentracija lygi hidroksido jonų koncentracijai:

[H+] = = 10-7 mol/l

rūgštinė aplinka yra aplinka, kurioje vandenilio jonų koncentracija yra didesnė už hidroksido jonų koncentraciją:

[H +] > [OH -], > 10-7 mol/l

Šarminė aplinka- tai aplinka, kurioje vandenilio jonų koncentracija yra mažesnė už hidroksido jonų koncentraciją:

< , < 10 -7 моль/л

Tirpalo terpei apibūdinti patogu naudoti vadinamąją pH vertę (pH).

pH pH vadinamas neigiamu dešimtainiu vandenilio jonų koncentracijos logaritmu: pH = -lg.

Pavyzdžiui, jei \u003d 10 -3 mol / l, tada pH \u003d 3, tirpalo terpė yra rūgšti; jei [H + ] = 10 -12 mol / l, tada pH = 12, tirpalo terpė yra šarminė:

Kuo mažesnis pH 7, tuo tirpalas rūgštesnis. Kuo didesnis pH 7, tuo didesnis tirpalo šarmingumas.

Ryšys tarp H + jonų koncentracijos, pH vertės ir tirpalo terpės parodytas šioje diagramoje:

Yra įvairių pH matavimo metodų. Kokybiškai, naudojant indikatorius, nustatomas elektrolitų vandeninių tirpalų aplinkos pobūdis.

rodikliai vadinamos medžiagos, kurios grįžtamai keičia savo spalvą priklausomai nuo tirpalų terpės, t.y., tirpalo pH.

Praktikoje naudojami rodikliai lakmusas, metilo apelsinas (metilo apelsinas) ir fenolftaleinas. Jie keičia spalvą mažame pH diapazone: lakmusas – pH intervale nuo 5,0 iki 8,0; metilo apelsinas - nuo 3,1 iki 4,4 ir fenolftaleinas - nuo 8,2 iki 10,0.

Indikatorių spalvos pasikeitimas parodytas diagramoje:

Tamsintose srityse rodomas indikatoriaus spalvos keitimo intervalas.

Be minėtų rodiklių, naudojamas ir universalus indikatorius, kuriuo galima apytiksliai nustatyti pH plačiame diapazone nuo 0 iki 14.

PH vertė turi didelę reikšmę cheminiuose ir biologiniuose procesuose, nes, priklausomai nuo terpės pobūdžio, šie procesai gali vykti skirtingu greičiu ir skirtingomis kryptimis.

Todėl tirpalų pH nustatymas yra labai svarbus medicinoje, moksle, technikoje, Žemdirbystė. Kraujo ar skrandžio sulčių pH pokytis yra diagnostinis tyrimas medicinoje. PH nukrypimai nuo normalių verčių net 0,01 vieneto rodo patologinius procesus organizme. Vandenilio jonų koncentracijų H + pastovumas yra viena iš svarbių gyvų organizmų vidinės aplinkos konstantų.

Taigi, esant normaliam rūgštingumui, skrandžio sulčių pH yra 1,7; žmogaus kraujo pH yra 7,4; seilės - 6,9. Kiekvienas fermentas veikia esant tam tikrai pH vertei: kraujo katalazė, kai pH 7, skrandžio pepsinas, kai pH 1,5-2; ir tt

Vadovėlis skirtas aukštųjų ne chemijos specialybių studentams švietimo įstaigų. Jis gali būti naudojamas kaip vadovas žmonėms, kurie savarankiškai studijuoja chemijos pagrindus, taip pat chemijos technikos mokyklų ir vyresniųjų vidurinių mokyklų studentams.

Legendinis vadovėlis, išverstas į daugelį Europos, Azijos, Afrikos kalbų ir išleistas daugiau nei 5 milijonų egzempliorių tiražu.

Kuriant failą buvo naudojama svetainė http://alnam.ru/book_chem.php

Knyga:

<<< Назад

Pirmyn >>>

Grynas vanduo labai prastai praleidžia elektrą, bet vis tiek turi išmatuojamą elektros laidumą, o tai paaiškinama nedideliu vandens disociavimu į vandenilio jonus ir hidroksido jonus:

Pagal gryno vandens elektrinį laidumą galima apskaičiuoti vandenilio jonų ir hidroksido jonų koncentraciją vandenyje. 25°C temperatūroje jis lygus 10 -7 mol/l.

Parašykime vandens disociacijos konstantos išraišką:

Perrašykime šią lygtį taip:

Kadangi vandens disociacijos laipsnis labai mažas, nedisocijuotų H 2 O molekulių koncentracija vandenyje praktiškai lygi bendrai vandens koncentracijai, t.y 55,55 mol/l (1 litre yra 1000 g vandens, t.y. 1000: 18,02 = 55,55 mol). Atskiestuose vandeniniuose tirpaluose vandens koncentracija gali būti laikoma vienoda. Todėl paskutinėje lygtyje pakeitę sandaugą nauja konstanta K H 2 O, turėsime:

Gauta lygtis rodo, kad vandens ir atskiestų vandeninių tirpalų esant pastoviai temperatūrai vandenilio jonų ir hidroksido jonų koncentrato sandauga yra pastovi reikšmė.Ši pastovi reikšmė vadinama joniniu vandens produktu. Skaitinė reikšmė jį lengva gauti paskutinę lygtį pakeitus vandenilio jonų ir hidroksido jonų koncentracijas. Gryname vandenyje 25°C ==1·10 -7 mol/l. Taigi nurodytai temperatūrai:

Tirpalai, kuriuose vandenilio jonų ir hidroksido jonų koncentracijos yra vienodi, vadinami neutraliais tirpalais. 25°C temperatūroje, kaip jau minėta, neutraliuose tirpaluose tiek vandenilio jonų, tiek hidroksido jonų koncentracija yra 10 -7 mol/l. Rūgščiuose tirpaluose vandenilio jonų koncentracija didesnė, šarminiuose – hidroksido jonų. Bet kad ir kokia būtų tirpalo reakcija, vandenilio jonų ir hidroksido jonų koncentracijų sandauga išlieka pastovi.

Jei, pavyzdžiui, į gryną vandenį įpilama tiek rūgšties, kad vandenilio jonų koncentracija padidėtų iki 10 -3 mol/l, tai hidroksido jonų koncentracija sumažės taip, kad produktas išliks lygus 10 -14. Todėl šiame tirpale hidroksido jonų koncentracija bus:

10 -14 /10 -3 \u003d 10 -11 mol / l

Priešingai, jei į vandenį įpilsite šarmo ir taip padidinsite hidroksido jonų koncentraciją, pavyzdžiui, iki 10 -5 mol / l, vandenilio jonų koncentracija bus tokia:

10 -14 /10 -5 \u003d 10 -9 mol / l

Šie pavyzdžiai rodo, kad jei žinoma vandenilio jonų koncentracija vandeniniame tirpale, tada nustatoma ir hidroksido jonų koncentracija. Todėl tiek tirpalo rūgštingumo, tiek šarmingumo laipsnį galima kiekybiškai apibūdinti vandenilio jonų koncentracija:

Tirpalo rūgštingumą arba šarmingumą galima išreikšti kitu, patogesniu būdu: vietoj vandenilio jonų koncentracijos nurodomas jo dešimtainis logaritmas, paimtas priešingu ženklu. Pastaroji vertė vadinama pH verte ir žymima pH:

Pavyzdžiui, jei =10 -5 mol/l, tai pH=5; jei \u003d 10 -9 mol / l, tada pH \u003d 9 ir tt Iš to aišku, kad neutraliame tirpale (= 10 -7 mol / l) pH \u003d 7. Rūgštinguose pH tirpaluose<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 ir kuo daugiau, tuo didesnis tirpalo šarmingumas.

Yra įvairių pH matavimo metodų. Apytiksliai tirpalo reakciją galima nustatyti naudojant specialius reagentus, vadinamus indikatoriais, kurių spalva kinta priklausomai nuo vandenilio jonų koncentracijos. Dažniausi indikatoriai yra metiloranžinė, metilraudona, fenolftaleinas. Lentelėje. 17 pateikta kai kurių rodiklių charakteristika.

Daugeliui procesų priklauso pH vertė svarbus vaidmuo. Taigi žmonių ir gyvūnų kraujo pH turi griežtai pastovią vertę. Augalai gali normaliai augti tik tada, kai dirvožemio tirpalo pH yra tam tikrame diapazone, būdingame konkrečiai augalų rūšiai. Natūralių vandenų savybės, ypač jų ėsdinimas, labai priklauso nuo jų pH.

17 lentelė. Pagrindiniai rodikliai

<<< Назад

Pirmyn >>>

Chemiškai grynas vanduo turi, nors ir nereikšmingą, bet išmatuojamą elektrinį laidumą, nes vanduo mažai disocijuoja į jonus. Taigi kambario temperatūroje tik maždaug viena iš 108 vandens molekulių yra disocijuotos formos. Procesas elektrolitinė disociacija vanduo yra įmanomas dėl pakankamai didelio poliškumo O-H jungtys ir vandenilinių ryšių sistemos buvimas tarp vandens molekulių. Vandens disociacijos lygtis parašyta taip:

2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,

kur H 3 O + yra vandenilio hidronio katijonas.

Vandens disociacijos lygtį galima parašyti paprastesne forma:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Vandenilio ir hidroksido jonų buvimas vandenyje suteikia jam specifines amfolito savybes, t.y. gebėjimas atlikti silpnos rūgšties ir silpnos bazės funkcijas. Vandens disociacijos konstanta 22 0 С temperatūroje:

čia ir yra vandenilio katijonų ir hidroksianijonų pusiausvyros koncentracijos g-jonais/l, o vandens pusiausvyros koncentracija mol/l. Atsižvelgiant į tai, kad vandens disociacijos laipsnis yra labai mažas, nedisocijuotų vandens molekulių pusiausvyros koncentracija gali būti prilyginama bendram vandens kiekiui 1 litre:

Dabar išraišką (1) galima parašyti tokia forma:

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

Vandenilio jonų ir hidrokso jonų koncentracijų sandauga yra ne tik vandens, bet ir vandeninių druskų, rūgščių ir šarmų tirpalų konstanta. Ši vertė vadinama jonų vandens produktas arba vandens konstanta. Todėl: K H2O \u003d \u003d 10 -14 g-jonas 2 / l 2.

Neutralioms terpėms = = 10 -7 g-jonų/l. Rūgščioje aplinkoje > , ir šarminėje< . 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. Vandenilio indikatorius – pH

Kiekybiškai terpės reakcijai apibūdinti dažniausiai nurodoma ne vandenilio jonų koncentracija, o koks nors sąlyginis rodiklis, žymimas pH ir vadinamas vandenilio indeksas. Tai neigiamas dešimtainis vandenilio katijonų koncentracijos logaritmas pH \u003d - lg.

Neutralioje aplinkoje pH = -lg 10 -7 = 7;

rūgščiai – pH< 7;

šarminiams – pH > 7.

Tauta hidroksilo indeksas pOH = - lg [OH -].

pH + pOH = 14.

PH nustatymas yra labai svarbus inžinerijoje ir ypač statybų versle. Paprastai pH matuojamas naudojant rodikliai- medžiagos, kurios gali keisti spalvą priklausomai nuo vandenilio jonų koncentracijos. Indikatoriai yra silpnos rūgštys ir bazės, kurių molekulės ir jonai yra nudažyti skirtingomis spalvomis (1 lentelė).

1 lentelė

Tačiau rodikliai to nedaro tikslus apibrėžimas pH vertės, todėl modernūs pH matavimai atliekami elektrocheminiais metodais, kurių tikslumas yra ± 0,01 pH vieneto.

Svarbi skysto vandens savybė yra jo gebėjimas spontaniškai išsiskirti pagal reakciją:

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

Šis procesas dar vadinamas savijonizacija arba autoprotolize. Susidarę H + protonai ir OH - anijonai yra apsupti tam tikro skaičiaus polinių vandens molekulių, t.y. hidratuotas: H + × nH2O; OH - ×mH 2 O. Pirminė hidratacija gali būti pavaizduota daugybe vandens kompleksų: H 3 O + ; H5O2+; H7O3+; H 9 O 4 +, tarp kurių vyrauja jonai H 9 O 4 + (H + ×4H 2 O). Visų šių jonų gyvenimo trukmė vandenyje yra labai trumpa, nes protonai nuolat migruoja nuo tų pačių molekulių

vandens kitiems. Paprastai, siekiant paprastumo, lygtyse naudojamas tik sudėties H 3 O + (H + ×H 2 O) katijonas, vadinamas hidronio jonu.

Vandens disociacijos procesą, atsižvelgiant į protono hidrataciją ir hidroksonio jono susidarymą, galima parašyti: 2H 2 O « H 3 O + + OH -

Vanduo yra silpnas elektrolitas, kurio disociacijos laipsnis yra

Kadangi à C yra lygus (H 2 O), C ref (H 2 O) arba [H 2 O] yra lygus ≈ [H 2 O] ref

yra apgamų skaičius viename litre vandens. C ref (H 2 O) praskiestame tirpale išlieka pastovus. Ši aplinkybė leidžia į pusiausvyros konstantą įtraukti C lygus (H 2 O).

Taigi dviejų konstantų sandauga duoda naują konstantą, kuri vadinama jonų vandens produktas. Esant 298 K temperatūrai.

¾- Joninio vandens produkto pastovumas reiškia, kad bet kuriame vandeniniame tirpale: rūgštiniame, neutraliame arba šarminiame - visada yra abiejų tipų jonai (H + ir OH -).

¾- Gryname vandenyje vandenilio ir hidroksido jonų koncentracijos yra vienodos ir normaliomis sąlygomis:

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

¾- Pridedant rūgščių, padidėja [H + ] koncentracija, t.y. pusiausvyra pasislenka į kairę, ir [OH - ] koncentracija mažėja, bet K w išlieka lygi 10 -14.

Rūgščioje aplinkoje > 10 -7 mol/l, ir< 10 -7 моль/л

Šarminėje aplinkoje< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l

Praktiškai patogumui naudojame pH vertė (pH) ir terpės hidroksilo indeksą (pOH).

Tai yra atitinkamai vandenilio jonų arba hidroksido jonų koncentracijų (aktyvumo) dešimtainis logaritmas tirpale, paimtas su priešingu ženklu: pH = - lg, pOH = - lg

Vandeniniuose tirpaluose pH + pOH = 14.

14 lentelė.

K w priklauso nuo temperatūros (nes vandens disociacija yra endoterminis procesas)

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

pH matavimas naudojamas itin plačiai. Biologijoje ir medicinoje patologijoms nustatyti naudojama biologinių skysčių pH vertė. Pavyzdžiui, normalus serumo pH yra 7,4±0,05; seilės - 6,35..6,85; skrandžio sultys - 0,9..1,1; ašaros - 7,4±0,1. Žemės ūkyje pH apibūdina dirvožemių rūgštingumą, natūralių vandenų ekologinę būklę ir kt.

Rūgščių-šarmų indikatoriai yra cheminiai junginiai, kurie keičia spalvą priklausomai nuo aplinkos, kurioje jie yra, pH. Tikriausiai atkreipėte dėmesį į tai, kaip keičiasi arbatos spalva, kai į ją įdedate citrinos – tai rūgščių-šarmų indikatoriaus veikimo pavyzdys.

Indikatoriai paprastai yra silpnos organinės rūgštys arba bazės ir tirpale gali būti dviejų tautomerinių formų:

HInd « H + + Ind - , kur HInd yra rūgšties forma (tai forma, kuri vyrauja rūgštiniuose tirpaluose); Ind yra pagrindinė forma (vyrauja šarminiuose tirpaluose).

Indikatoriaus elgesys yra panašus į silpno elektrolito elgseną, kai yra stipresnis, turintis tą patį joną. Tuo labiau pusiausvyra pasislenka link rūgšties formos HInd egzistavimo ir atvirkščiai (Le Chatelier principas).

Patirtis aiškiai rodo galimybę naudoti kai kuriuos rodiklius:

Lentelė Nr.15

Specialūs prietaisai – pH matuokliai leidžia išmatuoti pH 0,01 tikslumu intervale nuo 0 iki 14. Apibrėžimas pagrįstas galvaninio elemento EML matavimu, kurio vienas iš elektrodų yra, pavyzdžiui, stiklas.

Tiksliausią vandenilio jonų koncentraciją galima nustatyti titruojant rūgštimi-šarmu. Titravimas – tai procesas, kai į titruojamą tirpalą, kurio koncentraciją norime nustatyti, palaipsniui pridedamos nedidelės žinomos koncentracijos tirpalo (titranto) porcijos.

buferiniai tirpalai– Tai sistemos, kurių pH kinta santykinai mažai, kai praskiedžiama arba į jas pridedama nedidelio kiekio rūgščių ar šarmų. Dažniausiai tai yra sprendimai, kurių sudėtyje yra:

a) a) Silpna rūgštis ir jos druska (CH 3 COOH + CH 3 COOHa) - acetatinis buferis

c) Silpna bazė ir jos druska (NH 4 OH + NH 4 Cl) - amonio-amonio buferis

c) Dvi rūgštinės druskos su skirtingu Kd (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) – fosfatinis buferis

Panagrinėkime buferinių tirpalų reguliavimo mechanizmą, kaip pavyzdį naudodami acetato buferinį tirpalą.

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1) jei į buferinį mišinį įpilate nedidelį kiekį šarmo:

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

NaOH neutralizuojamas acto rūgštimi ir susidaro silpnesnis elektrolitas H 2 O. Natrio acetato perteklius pakeičia pusiausvyrą susidariusios rūgšties link.

2. 2) jei įpilate nedidelį kiekį rūgšties:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Vandenilio katijonai H + jungia jonus CH3COO -

Raskime vandenilio jonų koncentraciją buferinio acetato tirpale:

Acto rūgšties pusiausvyros koncentracija suvyniota C ref, to (nes silpnas elektrolitas) ir [СH 3 COO - ] = C druska (kadangi druska yra stiprus elektrolitas), tada . Hendersono-Hasselbacho lygtis:

Taigi buferinių sistemų pH nustatomas pagal druskos ir rūgšties koncentracijų santykį. Praskiedus šis santykis nekinta, o buferio pH nesikeičia praskiedus; tai išskiria buferines sistemas nuo gryno elektrolito tirpalo, kuriam galioja Ostvaldo skiedimo dėsnis.

Yra dvi buferinių sistemų charakteristikos:

1.buferio jėga. Absoliučioji vertė buferio jėga priklauso nuo

bendra buferinės sistemos komponentų koncentracija, t.y. kuo didesnė buferinės sistemos koncentracija, tuo daugiau šarmų (rūgšties) reikia tam pačiam pH pokyčiui.

2.Buferio bakas (B). Buferio talpa yra riba, kuriai esant vyksta buferio veiksmas. Buferinis mišinys palaiko pH pastovų tik tuo atveju, jei į tirpalą pridedamos stiprios rūgšties ar bazės kiekis neviršija tam tikros ribinės vertės – B. Buferio talpa nustatoma pagal stiprios rūgšties (bazės) g/ekv. turi būti įpilama į vieną litrą buferinio mišinio, kad pasikeistų pH vertė vienetui, t.y. . Išvada: Buferinių sistemų savybės:

1. 1. mažai priklauso nuo praskiedimo.

2. 2. Pridėjus stiprių rūgščių (bazių), B buferio talpa mažai skiriasi.

3. 3. Buferio talpa priklauso nuo buferio stiprumo (nuo komponentų koncentracijos).

4. 4. Buferis pasižymi didžiausiu poveikiu, kai rūgšties ir druskos tirpale yra lygiaverčiai kiekiai:

Su druska \u003d C jums; = K d, k; pH \u003d pK d, k (pH nustatomas pagal K d reikšmę).

Hidrolizė yra cheminė vandens sąveika su druskomis.. Druskų hidrolizė redukuojama iki protonų perdavimo proceso. Dėl jo tekėjimo atsiranda tam tikras vandenilio arba hidroksilo jonų perteklius, suteikiantis tirpalui rūgštinių ar šarminių savybių. Taigi hidrolizė yra neutralizavimo proceso atvirkštinė pusė.

Druskos hidrolizė susideda iš 2 etapų:

a) Elektrolitinis druskos disociavimas, susidarant hidratuotiems jonams:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O

akceptorius – katijonai su laisvomis orbitomis)

Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (vandenilio jungtis)

c) Anijonų hidrolizė. Cl - + HOH à HCl + OH -

c) Hidrolizė ties katijonu. K + + HOH à KOH +

Visos druskos susidaro dalyvaujant silpniems

elektrolitai:

1. Druska, susidaranti iš silpnų rūgščių anijono ir stiprių bazių katijono

CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + NaOH

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

Silpnų rūgščių anijonai vandens atžvilgiu atlieka bazių funkciją – protonų donorą, todėl didėja OH – koncentracija, t.y. aplinkos šarminimas.

Hidrolizės gylis nustatomas pagal: hidrolizės laipsnį a g:

yra hidrolizuotos druskos koncentracija

yra pradinės druskos koncentracija

a g yra mažas, pavyzdžiui, 0,1 mol CH 3 COONa tirpalui esant 298 K temperatūrai, jis yra 10 -4.

Hidrolizės metu sistemoje nusistovi pusiausvyra, kuriai būdinga К р

Todėl kuo mažesnė disociacijos konstanta, tuo didesnė hidrolizės konstanta. Hidrolizės laipsnis su hidrolizės konstanta yra susietas pagal lygtį:

Didėjant skiedimui, t.y. sumažėja C 0, padidėja hidrolizės laipsnis.

2. 2. Druska, susidaranti iš silpnų bazių katijonų ir stiprių rūgščių anijono

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7

Protolizinė pusiausvyra pasislenka į kairę, silpnas bazinis katijonas NH 4 + atlieka rūgšties funkciją vandens atžvilgiu, o tai veda prie terpės rūgštėjimo. Hidrolizės konstanta nustatoma pagal lygtį:

Vandenilio jonų pusiausvyros koncentraciją galima apskaičiuoti: [H + ] lygi = a g × C 0 (pradinė druskos koncentracija), kur

Aplinkos rūgštingumas priklauso nuo pradinės šio tipo druskų koncentracijos.

3. 3. Druska, kurią sudaro silpnų rūgščių anijonas ir silpnų bazių katijonas. Hidrolizuoja ir katijonus, ir anijonus

NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN

Tirpalo terpės pH nustatymui palyginkite K D, k ir K D, bazinį

K D,k > K D,bazinė terpė silpnai rūgšti

K D, k< К Д,осн à среда слабо щелочная

K D,k \u003d K D,bazė à neutrali terpė

Vadinasi, šios rūšies druskų hidrolizės laipsnis nepriklauso nuo jų koncentracijos tirpale.

nes ir [OH - ] nustatomi K D, k ir K D, bazė, tada

Tirpalo pH taip pat nepriklauso nuo druskos koncentracijos tirpale.

Daugkartinio krūvio anijono ir viengubo krūvio katijono (amonio sulfidai, karbonatai, fosfatai) susidarančios druskos pirmojo etapo metu beveik visiškai hidrolizuojamos, t.y. yra tirpale silpnos bazės NH 4 OH ir jos druskos NH 4 HS mišinio pavidalu, t.y. amonio buferio pavidalu.

Druskų, sudarytų iš daugkartinio krūvio katijono ir vieno krūvio anijono (acetatai, Al, Mg, Fe, Cu formatai), kaitinant sustiprėja hidrolizė ir susidaro bazinės druskos.

Nitratų, hipochloritų, hipobromitų Al, Mg, Fe, Cu hidrolizė vyksta visiškai ir negrįžtamai, t.y. druskos iš tirpalų neišskiriamos.

Druskos: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 ir kitos mažai tirpsta vandenyje, tačiau kai kurie jų jonai dalyvauja hidrolizės procese, todėl šiek tiek padidėja jų tirpumas.

Chromo ir aliuminio sulfidai visiškai ir negrįžtamai hidrolizuojasi, susidarant atitinkamiems hidroksidams.

4. 4. Druskos, susidarančios stiprių rūgščių ir stiprių bazių anijonu, nehidrolizuojamos.

Dažniausiai hidrolizė yra žalingas reiškinys, sukeliantis įvairių komplikacijų. Taigi sintezėje neorganinių medžiagų iš vandeninių tirpalų gautoje medžiagoje atsiranda priemaišų – jos hidrolizės produktų. Kai kurie junginiai iš viso negali būti susintetinti dėl negrįžtamos hidrolizės.

- jei hidrolizė vyksta išilgai anijono, į tirpalą pridedamas šarmo perteklius

- jei hidrolizė vyksta per katijoną, tada į tirpalą pridedamas rūgšties perteklius

Taigi pirmąją kokybinę elektrolitų tirpalų teoriją išreiškė Arrhenius (1883 - 1887). Pagal šią teoriją:

1. 1. Elektrolitų molekulės disocijuoja į priešingus jonus

2. 2. Tarp disociacijos ir rekombinacijos procesų nusistovi dinaminė pusiausvyra, kuriai būdinga K D. Ši pusiausvyra paklūsta masės veikimo dėsniui. Iširusių molekulių frakcijai būdingas disociacijos laipsnis a. Ostvaldo dėsnis jungiasi su D ir a.

3. 3. Elektrolito tirpalas (pagal Arrheniusą) yra elektrolito molekulių, jo jonų ir tirpiklio molekulių mišinys, tarp kurių nėra jokios sąveikos.

Išvada: Arrhenius teorija leido paaiškinti daugelį silpnų elektrolitų tirpalų savybių esant mažoms koncentracijoms.

Tačiau Arrhenijaus teorija buvo tik fizinio pobūdžio, t.y. nenagrinėjo šių klausimų:

Kodėl tirpale medžiagos skyla į jonus?

Kas atsitinka su jonais tirpaluose?

Tolimesnis vystymas Arhenijaus teorija, gauta Ostvaldo, Pisarževskio, Kablukovo, Nernsto ir kt. Pavyzdžiui, hidratacijos svarbą pirmasis atkreipė dėmesį Kablukovas (1891), inicijuodamas elektrolitų teorijos plėtrą Mendelejevo nurodyta kryptimi (t. y. jam pirmajam pavyko sujungti Mendelejevo solvato teoriją su fizikine Arenijus). Sprendimas yra elektrolitų sąveikos procesas

tirpiklio molekulės, sudarydamos sudėtingus solvatų junginius. Jei tirpiklis yra vanduo, tai elektrolito sąveikos su vandens molekulėmis procesas vadinamas hidratacija, o vandens kompleksai – kristaliniais hidratais.

Apsvarstykite elektrolitų disociacijos pavyzdį kristalinėje būsenoje. Šis procesas gali būti pateiktas dviem etapais:

1. 1.medžiagos DH 0 kr\u003e 0 kristalinės gardelės ardymas, molekulių susidarymo procesas (endoterminis)

2. 2. solvatuotų molekulių susidarymas, DH 0 tirp< 0, процесс экзотермический

Gauta tirpimo šiluma lygi dviejų pakopų šilumą DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv sumai ir gali būti ir neigiama, ir teigiama. Pavyzdžiui, kristalinės gardelės energija KCl = 170 kcal/mol.

Jonų hidratacijos šiluma K + = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, o gaunama energija yra 165 kcal/mol.

Hidratacijos šiluma iš dalies padengia energiją, reikalingą jonų išsiskyrimui iš kristalo. Likusios 170 - 165 = 5 kcal/mol gali būti padengtos dėl šiluminio judėjimo energijos, o tirpimą lydi šilumos absorbcija iš aplinką. Hidratai arba solvatai palengvina endoterminės disociacijos procesą, todėl rekombinacija tampa sunkesnė.

Ir čia yra situacija, kai yra tik vienas iš dviejų įvardytų etapų:

1. dujų tirpimas - nėra pirmojo kristalinės gardelės sunaikinimo etapo, išlieka egzoterminė solvatacija, todėl dujų tirpimas, kaip taisyklė, yra egzoterminis.

2. tirpstant kristaliniams hidratams nevyksta solvatacijos stadija, lieka tik endoterminis kristalinės gardelės destrukcija. Pavyzdžiui, kristalinio hidrato tirpalas: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DH tirpalas = DH cr = + 11,7 kJ/mol

Bevandenis druskos tirpalas: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

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