Vandens srovės ir įtampos disociacija. Elektrolitinė vandens disociacija. Vandens disociacijos konstanta. Joninis vandens produktas. Orbitalių elektronų debesys su skirtingomis l reikšmėmis turi skirtingą konfigūraciją, o tie, kurių l yra vienodi, turi panašią konfigūraciją.
Ypatingas disociacijos atvejis (didesnių medžiagos dalelių - jonų ar radikalų molekulių - suirimo į smulkesnes daleles procesas) yra elektrolitinė disociacija, kai tirpale (dėl poliarinio poveikio) susidaro neutralios medžiagos, vadinamos elektrolitu, molekulės. tirpiklio molekulės) suyra į įkrautas daleles: katijonus ir anijonus. Tai paaiškina gebėjimą pravesti srovę.
Įprasta visus elektrolitus skirstyti į dvi grupes: silpnus ir stiprius. Vanduo priklauso silpniems elektrolitams, vandens disociacijai būdingas nedidelis disocijuotų molekulių kiekis, nes jos yra gana stabilios ir praktiškai neskyla į jonus. Grynas (be priemaišų) vanduo silpnai praleidžia elektrą. Taip yra dėl pačios molekulės cheminės prigimties, kai teigiamai poliarizuoti vandenilio atomai yra įterpti į santykinai mažo deguonies atomo elektronų apvalkalą, kuris yra neigiamai poliarizuotas.
Apibūdinamas elektrolitų stiprumas ir silpnumas (žymimas α, dažnai ši vertė išreiškiama% nuo 0 iki 100 arba vieneto dalimis nuo 0 iki 1) - gebėjimas suskaidyti į jonus, tai yra suirusių dalelių skaičius iki dalelių skaičiaus prieš skilimą. Tokios medžiagos kaip rūgštys, druskos ir bazės, veikiant poliniams, visiškai suyra į jonus. Vandens disociaciją lydi H2O molekulių skilimas į protoną H+ ir hidroksilo grupę OH-. Jeigu elektrolitų disociacijos lygtį pavaizduotume tokia forma: M=K++A-, tai vandens disociaciją galima išreikšti lygtimi: H2O↔H++OH-, ir lygtimi, pagal kurią vandens disociacijos laipsnis yra apskaičiuoti gali būti pavaizduoti dviem formomis (per susidariusių protonų koncentraciją arba susidariusių hidroksilo grupių koncentraciją): α=[H+]/[H2O] arba α=[OH-]/[H2O]. Kadangi α reikšmė turi įtakos ne tik cheminė prigimtis medžiaga, bet ir tirpalo koncentracija ar jo temperatūra, tuomet įprasta kalbėti apie tariamą (įsivaizduojamą) disociacijos laipsnį.
Silpnų elektrolitų molekulių, įskaitant vandenį, polinkis skilti į jonus daugiausia apibūdinamas disociacijos konstanta (ypatingas pusiausvyros konstantos atvejis), kuri paprastai vadinama Kd. Šiai vertei apskaičiuoti taikomas masės veikimo dėsnis, kuris nustato santykį tarp gautų ir pradinių medžiagų masių. Elektrolitinė disociacija vanduo yra pradinių vandens molekulių skilimas į vandenilio protonus ir hidroksilo grupę, todėl išreiškiamas lygtimi: Kd \u003d [H +] . [OH-]/[H2O]. Ši vandens vertė yra pastovi ir priklauso tik nuo temperatūros, esant 25 ° C temperatūrai, Kd = 1.86.10-16.
Žinodami vandens molinę masę (18 gramų/mol), taip pat neatsižvelgdami į disocijuotų molekulių koncentraciją ir laikant 1 dm3 vandens masę 1000 g, galime apskaičiuoti nediocijuotų molekulių koncentraciją 1 dm3 vandens: [ Н2О]=1000/18,0153=55,51 mol/dm3. Tada iš disociacijos konstantos lygties galima rasti protonų ir hidroksilo grupių koncentracijų sandaugą: [H+].[OH-]=1,86,10-16,55,51=1,10-14. Išgaunant kvadratinė šaknis iš gautos reikšmės gaunama protonų (vandenilio jonų) koncentracija, kuri lemia tirpalo rūgštingumą ir yra lygi hidroksilo grupių koncentracijai: [H+]=[OH-]=1,10-7.
Tačiau gamtoje tokio grynumo vanduo neegzistuoja dėl jame ištirpusių dujų ar vandens užteršimo kitomis medžiagomis (iš tikrųjų vanduo yra įvairių elektrolitų tirpalas), todėl 25 ° C temperatūroje vandenilio koncentracija. protonų arba hidroksilo grupių koncentracija skiriasi nuo 1,10-7. Tai yra, vandens rūgštingumą lemia ne tik toks procesas kaip vandens disociacija. yra neigiamas vandenilio jonų koncentracijos (pH) logaritmas, įvedamas vandens rūgštingumui arba šarmingumui įvertinti ir vandeniniai tirpalai, nes skaičiai su neigiamų galių sunku naudoti. Gryno vandens pH = 7, tačiau kadangi gamtoje nėra gryno vandens, o vandens disociacija vyksta kartu su kitų ištirpusių elektrolitų skilimu, pH vertė gali būti mažesnė arba didesnė nei 7, tai yra, vandens, praktiškai pH ≠ 7.
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. AT Žemdirbystė 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.sunaikinimas kristalinė gardelė medžiagos DH 0 kr > 0, 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
Itin svarbų vaidmenį biologiniuose procesuose atlieka vanduo, kuris yra esminis komponentas (nuo 58 iki 97%) visų žmonių, gyvūnų, augalų ir pirmuonių ląstelių bei audinių. tai trečiadienis kuriuose vyksta įvairūs biocheminiai procesai.
Vanduo turi gerą tirpimo galią ir sukelia daugelio jame ištirpusių medžiagų elektrolitinę disociaciją.
Vandens disociacijos procesas pagal Bronstedo teoriją vyksta pagal lygtį:
H 2 0+H 2 0 N 3 O + + Oi - ; ΔН dis = +56,5 kJ/mol
Tie. viena vandens molekulė pasiduoda, o kita prijungia protoną, vyksta vandens autojonizacija:
H 2 0 N + + Oi - - deprotonacijos reakcija
H 2 0 + H + H 3 O + - protonavimo reakcija
Vandens disociacijos konstanta esant 298°K, nustatyta elektros laidumo metodu, yra:
a(H +) - H + jonų aktyvumas (dėl trumpumo, vietoj H3O + parašykite H +);
a (OH -) - OH - jonų aktyvumas;
a (H 2 0) - vandens aktyvumas;
Vandens disociacijos laipsnis yra labai mažas, todėl vandenilio – ir hidroksido – jonų aktyvumas gryname vandenyje beveik prilygsta jų koncentracijoms. Vandens koncentracija yra pastovi ir lygi 55,6 mol.
(1000 g: 18 g/mol = 55,6 mol)
Pakeitus šią reikšmę į disociacijos konstantos Kd (H 2 0) išraišką, o vietoj vandenilio ir hidroksido jonų aktyvumo, jų koncentracijų, gaunama nauja išraiška:
K (H 2 0) \u003d C (H +) × C (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 esant 298 K,
Tiksliau, K (H 2 0) \u003d a (H +) × a (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 l 2 -
K(H 2 0) vadinamas vandens jonų sandauga arba autojonizacijos konstanta.
Gryname vandenyje arba bet kuriame vandeniniame tirpale esant pastoviai temperatūrai vandenilio ir hidroksido jonų koncentracijos (aktyvumo) sandauga yra pastovi vertė, vadinama joniniu vandens produktu.
Konstanta K(H 2 0) priklauso nuo temperatūros. Kai pakyla temperatūra, ji didėja, nes. vandens disociacijos procesas yra endoterminis. Gryname vandenyje arba įvairių medžiagų vandeniniuose tirpaluose 298 K temperatūroje vandenilio ir hidroksido jonų aktyvumas (koncentracija) bus:
a (H +) \u003d a (OH -) \u003d K (H 2 0) \u003d 10 -14 \u003d 10 -7 mol / l.
Rūgštinguose ar šarminiuose tirpaluose šios koncentracijos nebebus lygios viena kitai, tačiau keisis konjuguotai: padidėjus vienam iš jų atitinkamai mažės kita ir atvirkščiai, pvz.
a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, jų produktas visada yra 10 -14
Vandenilio indikatorius
Kokybiškai terpės reakcija išreiškiama vandenilio jonų aktyvumu. Praktikoje jie naudoja ne šią reikšmę, o vandenilio indikatorių pH – reikšmę, skaitinę reikšmę neigiamam vandenilio jonų aktyvumo (koncentracijos) dešimtainiam logaritmui, išreikštam mol/l.
pH = -lga(H + ),
ir skiestiems tirpalams
pH = -lgC(H + ).
Grynam vandeniui ir neutralioms terpėms esant 298K pH=7; rūgščių pH tirpalams<7, а для щелочных рН>7.
Terpės reakciją taip pat galima apibūdinti hidroksilo indeksu:
RON= -lga(Oi - )
arba apytiksliai
RON= -IgC(OH - ).
Atitinkamai neutralioje aplinkoje рОН=рН=7; rūgščioje aplinkoje pOH> 7, o šarminėje – pOH<7.
Jei imsime neigiamą vandens joninio produkto išraiškos dešimtainį logaritmą, gausime:
pH + pOH=14.
Todėl pH ir pOH taip pat yra konjuguoti dydžiai. Jų suma skiestiems vandeniniams tirpalams visada yra 14. Žinant pH, nesunku apskaičiuoti pOH:
pH=14 – рОН
ir atvirkščiai:
ROi= 14 – pH.
Tirpaluose išskiriamas aktyvusis, potencialus (atsarginis) ir bendrasis rūgštingumas.
Aktyvus rūgštingumas matuojamas pagal vandenilio jonų aktyvumą (koncentraciją) tirpale ir nustato tirpalo pH. Stiprių rūgščių ir bazių tirpaluose pH priklauso nuo rūgšties arba bazės koncentracijos ir H jonų aktyvumo + ir jis - galima apskaičiuoti naudojant formules:
a (H + )= C(l/z rūgštis) × α kiekvienas; pH \u003d - lg a (H + )
a (OH - )=C(l/z bazė)×α kiekvienas; pH \u003d - lg a (OH - )
pH= - lgC(l/z rūgštis) – itin atskiestiems stiprių rūgščių tirpalams
РОН= - lgC(l/z bazė) - itin atskiestų bazių tirpalams
Galimas rūgštingumas matuojamas vandenilio jonų, surištų rūgšties molekulėse, skaičiumi, t.y. reiškia nedisocijuotų rūgšties molekulių „rezervą“.
Bendras rūgštingumas- aktyvaus ir potencialaus rūgštingumo suma, kuri nustatoma pagal rūgšties analizinę koncentraciją ir nustatoma titruojant
Viena iš nuostabių gyvų organizmų savybių yra rūgštis-bazė
homeostazė - biologinių skysčių, audinių ir organizmų pH pastovumas. 1 lentelėje pateikiamos kai kurių biologinių objektų pH vertės.
1 lentelė
Iš lentelės duomenų matyti, kad įvairių skysčių pH žmogaus organizme kinta gana plačiame diapazone, priklausomai nuo vietos. KRAUJO, kaip ir kiti biologiniai skysčiai, linkę išlaikyti pastovią pH vertę, kurios reikšmės pateiktos 2 lentelėje
2 lentelė
PH pokytis nuo nurodytų verčių tik 0,3 link padidėjimo arba sumažėjimo lemia fermentinių procesų pasikeitimą, o tai sukelia rimtą žmogaus ligą. Tik 0,4 pH pokytis jau nesuderinamas su gyvybe. Mokslininkai nustatė, kad rūgščių ir šarmų pusiausvyros reguliavime dalyvauja šios kraujo buferinės sistemos: hemoglobinas, bikarbonatas, baltymas ir fosfatas. Kiekvienos sistemos dalis buferio talpoje pateikta 3 lentelėje.
3 lentelė
Visos organizmo buferinės sistemos pagal veikimo mechanizmą yra vienodos, nes jie susideda iš silpnos rūgšties: anglies, dihidrofosfato (dihidrofosfato jonų), baltymų, hemoglobino (oksohemoglobino) ir šių rūgščių druskų, daugiausia natrio, turinčių silpnų bazių savybių. Tačiau kadangi bikarbonatų sistema organizme neturi lygių pagal reakcijos greitį, svarstysime galimybę palaikyti organizme aplinkos pastovumą šios sistemos pagalba.
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. Vandens elektrolitinės disociacijos procesas yra įmanomas dėl gana didelio O-H jungčių poliškumo ir vandenilio jungčių sistemos 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.
Grynas vanduo, nors ir prastas (palyginti su elektrolitų tirpalais), gali pravesti elektrą. Taip yra dėl vandens molekulės gebėjimo suirti (disociuoti) į du jonus, kurie yra elektros srovės laidininkai gryname vandenyje (disociacija žemiau reiškia elektrolitinę disociaciją – skilimą į jonus):
Vandenilio indeksas (pH) – tai reikšmė, apibūdinanti vandenilio jonų aktyvumą arba koncentraciją tirpaluose. Vandenilio indeksas žymimas pH. Vandenilio indeksas skaitine prasme yra lygus vandenilio jonų aktyvumo arba koncentracijos neigiamam dešimtainiam logaritmui, išreikštam moliais litre: pH=-lg[ H+ ] Jei [ H+ ]>10-7 mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - šarminė aplinka; pH>7. Druskos hidrolizė- tai cheminė druskos jonų sąveika su vandens jonais, dėl kurios susidaro silpnas elektrolitas. vienas). Hidrolizė neįmanoma Druska, sudaryta iš stiprios bazės ir stiprios rūgšties ( KBr, NaCl, NaNO3), nebus hidrolizuojamas, nes tokiu atveju nesusidaro silpnas elektrolitas Tokių tirpalų pH = 7. Terpės reakcija išlieka neutrali. 2). Hidrolizė ties katijonu (tik katijonas reaguoja su vandeniu). Druskoje, kurią sudaro silpna bazė ir stipri rūgštis
(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)
katijonas hidrolizuojamas:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + Н+
Dėl hidrolizės susidaro silpnas elektrolitas, H + jonai ir kiti jonai. tirpalo pH< 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)
vyksta anijono hidrolizė, todėl susidaro silpnas elektrolitas, hidroksido jonas OH- ir kiti jonai.
K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>HSiO3- + 2K+ + OH-
Tokių tirpalų pH > 7 (tirpalas įgauna šarminę reakciją).4). Sąnario hidrolizė (ir katijonas, ir anijonas reaguoja su vandeniu). Iš silpnos bazės ir silpnos rūgšties susidaro druska
(CH 3COONH 4, (NH4)2CO3, Al2S3),
hidrolizuoja ir katijonus, ir anijonus. Dėl to susidaro mažai disociuojanti bazė ir rūgštis. Tokių druskų tirpalų pH priklauso nuo santykinio rūgšties ir bazės stiprumo. Rūgšties ir bazės stiprumo matas yra atitinkamo reagento disociacijos konstanta. Šių tirpalų aplinkos reakcija gali būti neutrali, silpnai rūgšti arba šiek tiek šarminė:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^
Hidrolizė yra grįžtamasis procesas. Hidrolizė vyksta negrįžtamai, jei reakcijos metu susidaro netirpi bazė ir (arba) laki rūgštis
