Равенката на електролитичка дисоцијација на водата. Дисоцијација на вода и pH вредност. Индикатор за водород - pH вредност
Чистата вода не спроведува добро електрична струја, но сепак има мерлива електрична спроводливост, што се објаснува со делумната дисоцијација на молекулите H 2 O во водородни јони и јони на хидроксид:
H 2 O H + + OH -
Според големината на електричната спроводливост на чиста вода, можете да ја пресметате концентрацијата на јони H + и OH во неа. На 25 ° C, тоа е еднакво на 10 -7 mol / l.
Константата на дисоцијација H 2 O се пресметува на следниов начин:
Ајде да ја преработиме оваа равенка:
Треба да се нагласи дека оваа формула ги содржи рамнотежните концентрации на молекулите на H 2 O, јоните H + и OH - кои се воспоставени во моментот на рамнотежа во реакцијата на дисоцијација на H 2 O.
Но, бидејќи степенот на дисоцијација на H 2 O е многу мал, можеме да претпоставиме дека концентрацијата на недисоцирани молекули H 2 O во моментот на рамнотежа е практично еднаква на вкупната почетна концентрација на вода, т.е. 55,56 mol / dm 3 (1 dm 3 H 2 O содржи 1000 g H 2 O или 1000: 18 ≈ 55,56 (молови). Во разредените водени раствори, можеме да претпоставиме дека концентрацијата на H 2 O ќе биде иста. Затоа, заменувајќи го во равенката (42) производот на две константи со нова константа (или KW ), ќе имаме:
Добиената равенка покажува дека за вода и разредена водени растворина константна температура, производот од моларните концентрации на водородни јони и јони на хидроксид е константна вредност. Тоа се нарекува поинаку јонски производ на вода .
Во чиста вода на 25°C.
Значи, за одредената температура:
Како што се зголемува температурата, вредноста се зголемува. На 100 ° C, достигнува 5,5 ∙ 10 -13 (слика 34).
Ориз. 34. Зависност на константата на дисоцијација на водата K w
од температура t(°C)
Растворите во кои концентрациите на јоните H + и OH се исти се нарекуваат неутрални решенија. AT киселорастворите содржат повеќе водородни јони и алкален– јони на хидроксид.Но, без оглед на реакцијата на медиумот во раствор, производот од моларните концентрации на јоните H + и OH ќе остане константен.
Ако, на пример, одредена количина киселина се додаде во чист H 2 O и концентрацијата на H + јони се зголеми на 10 -4 mol / dm 3, тогаш концентрацијата на јони OH - соодветно, ќе се намали така што производот останува еднаква на 10 -14. Затоа, во овој раствор, концентрацијата на јони на хидроксид ќе биде еднаква на 10 -14: 10 -4 \u003d 10 -10 mol / dm 3. Овој пример покажува дека ако е позната концентрацијата на водородни јони во воден раствор, тогаш се одредува и концентрацијата на јони на хидроксид. Затоа, реакцијата на растворот може квантитативно да се карактеризира со концентрација на јони H +:
неутрален раствор ®
кисело раствор ®
алкален раствор ®
Во пракса, за квантитативно карактеризирање на киселоста или алкалноста на растворот, не се користи моларната концентрација на јони H + во него, туку неговиот негативен декаден логаритам. Оваа вредност се нарекува pH индикатор и се означува со pH вредност :
pH = –lg
На пример, ако , тогаш pH = 2; ако , тогаш pH = 10. Во неутрален раствор, pH = 7. Во кисели раствори, pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (и колку повеќе, толку е по „алкален“ растворот, т.е., толку е помала концентрацијата на јони H + во него).
Постојат различни методи за мерење на pH на растворот. Многу е погодно приближно да се оцени реакцијата на растворот користејќи специјални реагенси наречени киселинско-базни индикатори . Бојата на овие супстанции во растворот се менува во зависност од концентрацијата на јони H + во него. Карактеристиките на некои од најчестите индикатори се претставени во Табела 12.
Табела 12Најважните киселинско-базни индикатори
Вода- слаб амфотеричен електролит.
Равенката за јонизација на водата, земајќи ја предвид хидратацијата на водородните јони H +, е:
Без да се земе предвид хидратацијата на јоните H +, равенката за дисоцијација на водата има форма:
Како што може да се види од втората равенка, концентрациите на водородни јони H + и јони на хидроксид OH - во водата се исти. На 25 o C [H +] \u003d [OH -] \u003d 10 -7 mol / l.
Производот од концентрациите на водородни јони и јони на хидроксид се нарекува јонски производ на вода(K H 2 O).
K H 2 O = ∙
K H 2 O е константна вредност и на температура од 25 ° C
K H 2 O \u003d 10 -7 ∙10 -7 \u003d 10 -14
Во разредените водени раствори на електролити, како и во водата, производот од концентрациите на водородни јони H + и јони на хидроксид OH - - е константна вредност на дадена температура. Јонскиот производ на водата овозможува секој воден раствор да ја пресмета концентрацијата на јоните на хидроксид OH - ако е позната концентрацијата на водородните јони H + и обратно.
Околината на кој било воден раствор може да се карактеризира со концентрација на водородни јони H + или јони на хидроксид OH - .
Постојат три типа на медиуми во водени раствори: неутрални, алкални и кисели.
Неутрална средина- ова е средина во која концентрацијата на водородни јони е еднаква на концентрацијата на јони на хидроксид:
[H + ] = = 10 -7 mol/l
кисела срединае средина во која концентрацијата на водородните јони е поголема од концентрацијата на јоните на хидроксид:
[H +] > [OH -], > 10 -7 mol / l
Алкална средина- ова е средина во која концентрацијата на водородни јони е помала од концентрацијата на јони на хидроксид:
< , < 10 -7 моль/л
За да се карактеризираат медиумот за раствор, погодно е да се користи таканаречената pH вредност (pH).
pH pHсе нарекува негативен децимален логаритам на концентрацијата на водородни јони: pH = -lg.
На пример, ако \u003d 10 -3 mol / l, тогаш pH \u003d 3, растворот е кисел; ако [H + ] = 10 -12 mol / l, тогаш pH = 12, растворот е алкален: 
Колку е помала pH вредноста 7, толку е покисел растворот. Колку е поголема pH вредност 7, толку е поголема алкалноста на растворот.
Односот помеѓу концентрацијата на јони H +, pH вредноста и медиумот на растворот е прикажан на следниот дијаграм:
Постојат различни методи за мерење на pH вредноста. Квалитативно, природата на околината на водените раствори на електролити се одредува со помош на индикатори.
индикаторисе нарекуваат супстанции кои реверзибилно ја менуваат својата боја во зависност од медиумот на растворите, т.е. рН на растворот.
Во пракса, се користат индикатори лакмус, метил оранж (метил портокал) и фенолфталеин. Тие ја менуваат својата боја во мал опсег на pH: лакмус - во опсегот на pH од 5,0 до 8,0; метил портокал - од 3,1 до 4,4 и фенолфталеин - од 8,2 до 10,0.
Промената на бојата на индикаторите е прикажана на дијаграмот: 
Засенчените области го прикажуваат интервалот за промена на бојата на индикаторот.
Покрај горенаведените индикатори, се користи и универзален индикатор, кој може да се користи за приближно одредување на pH во широк опсег од 0 до 14.
рН вредноста има големо значењево хемиските и биолошките процеси, бидејќи, во зависност од природата на медиумот, овие процеси можат да се одвиваат со различни брзини и во различни насоки.
Затоа, определувањето на рН на растворите е многу важно во медицината, науката, технологијата, земјоделството. Промената на pH вредноста на крвта или гастричниот сок е дијагностички тест во медицината. Отстапувањата на pH од нормалните вредности дури и за 0,01 единици укажуваат на патолошки процеси во телото. Константноста на концентрациите на водородните јони H + е една од важните константи на внатрешната средина на живите организми.
Значи, со нормална киселост, гастричниот сок има pH од 1,7; рН на човечката крв е 7,4; плунка - 6,9. Секој ензим функционира со одредена pH вредност: крвна каталаза на pH 7 гастричен пепсин при pH 1,5-2; итн.
Учебникот е наменет за студенти од нехемиски специјалности од повисоките образовните институции. Може да послужи како прирачник за луѓе кои самостојно ги учат основите на хемијата и за ученици од хемиски технички училишта и средни училишта.
Легендарниот учебник, преведен на многу јазици во Европа, Азија, Африка и издаден со вкупен тираж од над 5 милиони примероци.
При правењето на датотеката, користена е страницата http://alnam.ru/book_chem.php
Книга:
| <<< Назад
|
Напред >>> |
Чистата вода многу слабо спроведува електрична енергија, но сепак има мерлива електрична спроводливост, што се објаснува со малата дисоцијација на водата во водородни јони и јони на хидроксид:
Електричната спроводливост на чистата вода може да се користи за пресметување на концентрацијата на водородни јони и јони на хидроксид во водата. На 25°C е еднакво на 10 -7 mol/l.
Ајде да напишеме израз за константата на дисоцијација на водата:
Ајде да ја преработиме оваа равенка на следниов начин:
Бидејќи степенот на дисоцијација на водата е многу мал, концентрацијата на недисоцирани молекули H 2 O во водата е практично еднаква на вкупната концентрација на вода, односно 55,55 mol / l (1 литар содржи 1000 g вода, т.е. 1000: 18,02 = 55,55 мол). Во разредените водени раствори, концентрацијата на вода може да се смета за иста. Според тоа, заменувајќи го производот во последната равенка со нова константа K H 2 O, ќе имаме:
Добиената равенка покажува дека за вода и разредени водени раствори на константна температура, производот од концентрат на водородни јони и јони на хидроксид е константна вредност.Оваа константна вредност се нарекува јонски производ на водата. Нумеричка вредностлесно се добива со замена на концентрациите на водородни јони и јони на хидроксид во последната равенка. Во чиста вода на 25°C ==1·10 -7 mol/l. Значи, за одредената температура:
Растворите во кои концентрациите на водородни јони и јони на хидроксид се исти се нарекуваат неутрални раствори. На 25°C, како што веќе беше споменато, во неутрални раствори, концентрацијата и на водородните и на јоните на хидроксид е 10 -7 mol/l. Во киселите раствори, концентрацијата на водородни јони е поголема, во алкалните раствори, концентрацијата на јони на хидроксид. Но, без оглед на реакцијата на растворот, производот од концентрациите на водородни јони и јони на хидроксид останува константен.
Ако, на пример, се додаде доволно киселина во чиста вода, така што концентрацијата на водородни јони се искачи на 10 -3 mol / l, тогаш концентрацијата на јони на хидроксид ќе се намали така што производот ќе остане еднаков на 10 -14. Затоа, во овој раствор, концентрацијата на јони на хидроксид ќе биде:
10 -14 /10 -3 \u003d 10 -11 mol / l
Напротив, ако додадете алкали во водата и на тој начин ја зголемите концентрацијата на јони на хидроксид, на пример, на 10 -5 mol / l, тогаш концентрацијата на водородни јони ќе биде:
10 -14 /10 -5 \u003d 10 -9 mol / l
Овие примери покажуваат дека ако е позната концентрацијата на водородни јони во воден раствор, тогаш се одредува и концентрацијата на јони на хидроксид. Затоа, и степенот на киселост и степенот на алкалност на растворот може квантитативно да се карактеризираат со концентрација на водородни јони:
Киселоста или алкалноста на растворот може да се изрази на друг, попогоден начин: наместо концентрацијата на водородни јони, се означува неговиот децимален логаритам, земен со спротивен знак. Последната вредност се нарекува pH вредност и се означува со pH:
На пример, ако =10 -5 mol/l, тогаш pH=5; ако \u003d 10 -9 mol / l, тогаш pH \u003d 9, итн. Од ова е јасно дека во неутрален раствор (= 10 -7 mol / l) pH \u003d 7. Во киселински pH раствори<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 и колку повеќе, толку е поголема алкалноста на растворот.
Постојат различни методи за мерење на pH вредноста. Приближно, реакцијата на растворот може да се одреди со помош на специјални реагенси наречени индикатори, чија боја се менува во зависност од концентрацијата на водородните јони. Најчести индикатори се метил портокал, метил црвено, фенолфталеин. Во табелата. 17 дадена е карактеристика на некои показатели.
За многу процеси, pH вредноста игра важна улога. Значи, рН на крвта на луѓето и животните има строго константна вредност. Растенијата можат нормално да растат само кога pH вредностите на почвениот раствор лежат во одреден опсег карактеристичен за даден растителен вид. Карактеристиките на природните води, особено нивната корозивност, се многу зависни од нивната pH вредност.
Табела 17. Клучни индикатори
| <<< Назад
|
Напред >>> |
Хемиски чистата вода има, иако занемарлива, но мерлива електрична спроводливост, бидејќи водата во мала мера се дисоцира на јони. Така, на собна температура, само една од 10 8 молекули на вода е во дисоцирана форма. Процес електролитичка дисоцијацијаводата е можна поради доволно високиот поларитет O-H врскии присуството на систем на водородни врски помеѓу молекулите на водата. Равенката за дисоцијација на водата е напишана на следниов начин:
2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,
каде H 3 O + е водороден хидрониум катјон.
Равенката за дисоцијација на водата може да се напише во поедноставна форма:
H 2 O ↔ H + + OH -.
Присуството на водородни и хидроксидни јони во водата и ги дава специфичните својства на амфолитот, т.е. способност да ги извршува функциите на слаба киселина и слаба база. Константа на дисоцијација на вода на температура од 22 0 С:
каде и се концентрациите на рамнотежа во g-јон/l, соодветно, на водородни катјони и хидроксо-анјони, и е рамнотежна концентрација на вода во mol/l. Имајќи предвид дека степенот на дисоцијација на водата е исклучително мал, рамнотежната концентрација на недисоцираните молекули на водата може да се изедначи со вкупната количина на вода во 1 литар од неа:
Сега изразот (1) може да се напише во следнава форма:
оттука = (1,8 10 -16) 55,56 = 10 -14 g-јон 2 / l 2.
Производот од концентрациите на водородни јони и хидроксо јони е константа не само за вода, туку и за водени раствори на соли, киселини и алкалии. Оваа вредност се нарекува јонски производ на водаили водена константа.Затоа: K H2O \u003d \u003d 10 -14 g-ion 2 / l 2.
За неутрален медиум = = 10 -7 g-ion/l. Во кисели средини > , и во алкални< . 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. Индикатор за водород - pH вредност
За квантитативно карактеризирање на реакцијата на медиумот, обично не се дава концентрацијата на водородни јони, туку некој условен индикатор, означен со pH и наречен водороден индекс.Тоа е негативен децимален логаритам на концентрацијата на водородни катјони pH \u003d - lg.
За неутрална средина pH = -lg 10 -7 = 7;
за киселина - pH вредност< 7;
за алкална - pH > 7.
Поимот хидроксилен индекс pOH = - lg [OH -].
pH + pOH = 14.
Одредувањето на рН е од големо значење во инженерството и особено во градежниот бизнис. Вообичаено, pH се мери со користење индикатори- супстанции кои можат да ја променат својата боја во зависност од концентрацијата на водородните јони. Индикатори се слабите киселини и бази, чии молекули и јони се обоени во различни бои (Табела 1).
Табела 1
Сепак, индикаторите не прецизна дефиниција pH вредности, затоа современите мерења на pH се прават со помош на електрохемиски методи, чија точност е ± 0,01 pH единици.
Важна карактеристика на течната вода е нејзината способност спонтано да се дисоцира според реакцијата:
H 2 O (l) "H + (aq) + OH - (aq)
Овој процес се нарекува и самојонизација или автопротолиза. Добиените H + протони и OH - анјони се опкружени со одреден број на поларни молекули на вода, т.е. хидриран: H + ×nH2O; OH - ×mH 2 O. Примарната хидратација може да се претстави со голем број аква комплекси: H 3 O + ; H5O2+; H7O3+; H 9 O 4 + , меѓу кои преовладуваат јони H 9 O 4 + (H + × 4H 2 O). Животот на сите овие јони во водата е многу краток, бидејќи протоните постојано мигрираат подалеку од истите молекули
вода на другите. Обично, за едноставност, во равенките се користи само катјонот од составот H 3 O + (H + ×H 2 O), наречен хидрониум јон.
Процесот на дисоцијација на водата, земајќи ја предвид хидратацијата на протонот и формирањето на јонот на хидроксониум, може да се запише: 2H 2 O « H 3 O + + OH -
Водата е слаб електролит, чиј степен на дисоцијација е
Бидејќи à C е еднакво на (H 2 O) „C ref (H 2 O) или [H 2 O] е еднаков на ≈ [H 2 O] ref
е бројот на бенки во еден литар вода. C ref (H 2 O) во разреден раствор останува константен. Оваа околност ни овозможува да вклучиме C еднакви (H 2 O) во константата на рамнотежа.
Така, производот од две константи дава нова константа, која се нарекува јонски производ на вода. На температура од 298 К.
¾- Константноста на јонскиот производ на водата значи дека во секој воден раствор: кисел, неутрален или алкален - секогаш ги има двата вида јони (H + и OH -)
¾- Во чиста вода, концентрациите на водород и хидроксид јони се еднакви и во нормални услови се:
K w 1/2 \u003d 10 -7 mol / l.
¾- Кога се додаваат киселини, концентрацијата на [H + ] се зголемува, т.е. рамнотежата се поместува налево, а концентрацијата на [OH - ] се намалува, но K w останува еднаква на 10 -14.
Во кисела средина > 10 -7 mol/l, и< 10 -7 моль/л
Во алкална средина< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l
Во пракса, за погодност, ние користиме pH вредност (pH)и хидроксилниот индекс (pOH) на медиумот.
Ова е децимален логаритам на концентрациите (активностите), соодветно, на водородни јони или јони на хидроксид во раствор земени со спротивен знак: pH = - lg, pOH = - lg
Во водени раствори, pH + pOH = 14.
Табела број 14.
K w зависи од температурата (бидејќи дисоцијацијата 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
Мерењето на pH се користи исклучително широко. Во биологијата и медицината, pH вредноста на биолошките течности се користи за одредување на патологии. На пример, нормалната серумска pH вредност е 7,4±0,05; плунка - 6,35..6,85; гастричен сок - 0,9..1.1; солзи - 7,4±0,1. Во земјоделството, рН ја карактеризира киселоста на почвите, еколошката состојба на природните води итн.
Киселинско-базните индикатори се хемиски соединенија кои ја менуваат бојата во зависност од рН на средината во која се наоѓаат. Веројатно сте обрнале внимание на тоа како се менува бојата на чајот кога ќе ставите лимон во него - ова е пример за дејството на киселинско-базниот индикатор.
Индикаторите се обично слаби органски киселини или бази и можат да постојат во раствор во две тавтомерни форми:
HInd « H + + Ind - , каде што HInd е киселинска форма (ова е формата што преовладува во киселинските раствори); Ind е главната форма (доминантна во алкалните раствори).
Однесувањето на индикаторот е слично на однесувањето на слаб електролит во присуство на посилен со ист јон. Колку повеќе консеквентно рамнотежата се поместува кон постоењето на киселинската форма HInd и обратно (принципот на Ле Шателје).
Искуството јасно ја покажува можноста за користење на некои индикатори:
Табела бр.15
Специјални уреди - pH метри ви овозможуваат да ја измерите pH вредноста со точност од 0,01 во опсег од 0 до 14. Дефиницијата се заснова на мерење на EMF на галванска ќелија, чија една од електродите е, на пример, стакло.
Најточната концентрација на водородни јони може да се одреди со киселинско-базна титрација. Титрација е процес на постепено додавање на мали делови од раствор со позната концентрација (титрант) на растворот што треба да се титрира, чија концентрација сакаме да ја одредиме.
пуферски раствори- Тоа се системи чија pH се менува релативно малку кога се разредуваат или додаваат во нив со мали количини киселини или алкалии. Најчесто тие се раствори кои содржат:
а) а) Слаба киселина и нејзината сол (CH 3 COOH + CH 3 COOHa) - ацетатен пуфер
в) Слаба база и нејзината сол (NH 4 OH + NH 4 Cl) - амониум-амониум пуфер
в) Две киселински соли со различен Kd (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - фосфатен пуфер
Дозволете ни да го разгледаме регулаторниот механизам на пуферски раствори користејќи ацетатен пуферски раствор како пример.
CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +,
CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +
1. 1) ако додадете мала количина алкали во пуферската смеса:
CH 3 COOH + NaOH " CH 3 COONa + H 2 O,
NaOH се неутрализира со оцетна киселина за да се формира послаб електролит H 2 O. Вишокот на натриум ацетат ја поместува рамнотежата кон добиената киселина.
2. 2) ако додадете мала количина киселина:
CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl
Водородни катјони H + врзуваат јони CH3COO -
Ајде да ја најдеме концентрацијата на водородни јони во растворот на пуфер ацетат:
Концентрацијата на рамнотежа на оцетна киселина ја ранува C ref, на (бидејќи слаб електролит), и [СH 3 COO - ] = C сол (бидејќи солта е силен електролит), тогаш . Равенка Хендерсон-Хаселбах:
Така, рН на пуферските системи се определува со односот на концентрациите на сол и киселина. Кога се разредува, овој однос не се менува и рН на пуферот не се менува кога се разредува; ова ги разликува пуферските системи од чист раствор на електролит, за кој важи законот за разредување Оствалд.
Постојат две карактеристики на тампон системи:
1.тампон сила. Абсолутна вредносттампон сила зависи од
вкупна концентрација на компоненти на тампон системот, т.е. колку е поголема концентрацијата на пуферскиот систем, толку повеќе алкали (киселина) е потребна за истата промена на pH вредноста.
2.Тампон резервоар (Б).Капацитетот на баферот е граница на која се случува дејството на тампон. Пуферската смеса ја одржува рН константна само ако количината на силна киселина или база додадена во растворот не надминува одредена гранична вредност - B. Капацитетот на пуферот се одредува според бројот на g/eq на силна киселина (база) што мора да се додаде во еден литар пуфер смеса за да се промени pH вредноста по единица, т.е. . Заклучок: Својства на тампон системи:
1. 1. малку зависни од разредување.
2. 2. Додавањето на силни киселини (бази) прави мала разлика во рамките на пуферскиот капацитет на Б.
3. 3. Капацитетот на тампон зависи од јачината на тампонот (од концентрацијата на компонентите).
4. 4. Пуферот покажува максимален ефект кога киселината и солта се присутни во растворот во еквивалентни количини:
Со сол \u003d C за вас; = K d, k; pH \u003d pK d, k (pH се одредува според вредноста на K d).
Хидролизата е хемиска интеракција на водата со соли.. Хидролизата на солите се сведува на процесот на пренос на протон. Како резултат на неговиот проток, се појавува одреден вишок на водородни или хидроксилни јони, кои му даваат кисели или алкални својства на растворот. Така, хидролизата е обратна од процесот на неутрализација.
Хидролизата на сол вклучува 2 фази:
а) Електролитичка дисоцијација на сол со формирање на хидрирани јони:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O
акцептор - катјони со празни орбитали)
Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (водородна врска)
в) Анјонска хидролиза. Cl - + HOH à HCl + OH -
в) Хидролиза на катјонот. K + + HOH à KOH +
Сите соли формирани со учество на слаби
електролити:
1. Сол формирана од анјон од слаби киселини и катјон од силни бази
CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + NaOH
CH 3 COO - + HOH "CH 3 COOH + OH - , pH> 7
Анјоните на слабите киселини вршат функција на бази во однос на водата - донатор на протон, што доведува до зголемување на концентрацијата на OH - , т.е. алкализација на околината.
Длабочината на хидролиза се одредува според: степенот на хидролиза a g:
е концентрацијата на хидролизирана сол
е концентрацијата на почетната сол
a g е мал, на пример, за 0,1 mol раствор на CH 3 COONa на 298 K, тоа е 10 -4.
При хидролиза во системот се воспоставува рамнотежа која се карактеризира со К р
Според тоа, колку е помала константата на дисоцијација, толку е поголема константата на хидролиза. Степенот на хидролиза со константата на хидролиза е поврзан со равенката:
Со зголемување на разредувањето, т.е. намалување на C 0, степенот на хидролиза се зголемува.
2. 2. Солта формирана од катјонот на слабите бази и анјонот на силните киселини
NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +
NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7
Протолитичката рамнотежа е поместена налево, слабиот базен катјон NH 4 + врши функција на киселина во однос на водата, што доведува до закиселување на медиумот. Константата на хидролиза се одредува со равенката:
Концентрацијата на рамнотежа на водородните јони може да се пресмета: [H + ] е еднаква = a g × C 0 (почетна концентрација на сол), каде што
Киселоста на околината зависи од почетната концентрација на соли од овој тип.
3. 3. Сол формирана од анјон на слаби киселини и катјон од слаби бази. Ги хидролизира и катјоните и анјоните
NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN
За да се одреди pH на растворната средина, споредете ги K D, k и K D, основните
K D,k > K D,основно средно малку кисело
К Д, К< К Д,осн à среда слабо щелочная
K D,k \u003d K D,основа à неутрален медиум
Следствено, степенот на хидролиза на овој вид сол не зависи од нивната концентрација во растворот.
бидејќи и [OH - ] се одредуваат со K D, k и K D, база, тогаш
рН на растворот е исто така независна од концентрациите на сол во растворот.
Солите формирани од повеќенаелектризиран анјон и единечно наелектризиран катјон (амониум сулфиди, карбонати, фосфати) се речиси целосно хидролизирани до првата фаза, т.е. се во раствор во форма на мешавина од слаба база NH 4 OH и нејзината сол NH 4 HS, т.е. во форма на амониум пуфер.
За соли формирани од повеќенаелектризиран катјон и единечно наелектризиран анјон (ацетати, Al, Mg, Fe, Cu формати), хидролизата се подобрува при загревањето и доведува до формирање на основни соли.
Хидролизата на нитрати, хипохлорити, хипобромити Al, Mg, Fe, Cu се одвива целосно и неповратно, т.е. солите не се изолирани од растворите.
Соли: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 и други се малку растворливи во вода, но некои од нивните јони учествуваат во процесот на хидролиза, што доведува до одредено зголемување на нивната растворливост.
Сулфидите на хром и алуминиум се хидролизираат целосно и неповратно со формирање на соодветните хидроксиди.
4. 4. Солите настанати од анјонот на силните киселини и силните бази не подлежат на хидролиза.
Најчесто хидролизата е штетна појава која предизвикува разни компликации. Значи во синтеза неоргански материиод водени раствори во добиената супстанција се појавуваат нечистотии - производи од нејзината хидролиза. Некои соединенија воопшто не можат да се синтетизираат поради неповратна хидролиза.
- ако хидролизата се одвива долж анјонот, тогаш во растворот се додава вишок на алкали
- ако хидролизата се одвива низ катјонот, тогаш во растворот се додава вишок киселина
Значи, првата квалитативна теорија на раствори на електролити беше изразена од Арениус (1883 - 1887). Според оваа теорија:
1. 1. Молекулите на електролитот се дисоцираат во спротивни јони
2. 2. Помеѓу процесите на дисоцијација и рекомбинација се воспоставува динамична рамнотежа која се карактеризира со K D. Оваа рамнотежа го почитува законот за масивно дејство. Уделот на распаднати молекули се карактеризира со степен на дисоцијација a. Законот на Оствалд се поврзува со D и a.
3. 3. Раствор на електролит (според Арениус) е мешавина од молекули на електролит, негови јони и молекули на растворувачи, меѓу кои нема интеракција.
Заклучок: теоријата на Арениус овозможи да се објаснат многу својства на растворите на слаби електролити при ниски концентрации.
Меѓутоа, теоријата на Арениус била само од физичка природа, т.е. не ги разгледа следниве прашања:
Зошто супстанциите се распаѓаат на јони во раствор?
Што се случува со јоните во растворите?
Понатамошно развивањетеоријата на Арениус добиена во делата на Оствалд, Писаржевски, Каблуков, Нернст итн. На пример, важноста на хидратацијата првпат ја истакна Каблуков (1891), иницирајќи го развојот на теоријата на електролити во насока наведена од Менделеев (т.е., тој беше првиот што успеа да ја комбинира теоријата на солват на Менделеев со физичката теорија на Арениус). Решението е процес на интеракција на електролити
молекули на растворувачи за да формираат сложени соединенија на солвати. Ако растворувачот е вода, тогаш процесот на интеракција на електролитот со молекулите на водата се нарекува хидратација, а аква комплексите се нарекуваат кристални хидрати.
Размислете за пример за дисоцијација на електролити во кристална состојба. Овој процес може да се претстави во две фази:
1. 1.уништување на кристалната решетка на супстанција DH 0 kr\u003e 0, процес на формирање на молекули (ендотермички)
2. 2. формирање на солватирани молекули, DH 0 раствор< 0, процесс экзотермический
Добиената топлина на растворање е еднаква на збирот на топлината на двете фази DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv и може да биде и негативна и позитивна. На пример, енергијата на кристалната решетка KCl = 170 kcal/mol.
Топлината на хидратација на јоните K + = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, а добиената енергија е 165 kcal/mol.
Топлината на хидратацијата делумно ја покрива енергијата потребна за ослободување на јоните од кристалот. Останатите 170 - 165 = 5 kcal / mol може да се покријат поради енергијата на топлинското движење, а растворањето е придружено со апсорпција на топлина од животната средина. Хидрати или солвати го олеснуваат процесот на ендотермичка дисоцијација, што ја отежнува рекомбинацијата.
И тука е ситуација кога е присутна само една од двете именувани фази:
1. растворање на гасови - не постои прва фаза на уништување на кристалната решетка, останува егзотермната солвација, затоа, растворањето на гасовите, по правило, е егзотермно.
2. при растворање на кристални хидрати нема фаза на солвација, останува само ендотермично уништување на кристалната решетка. На пример, раствор на кристален хидрат: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)
Раствор на DH = DH cr = + 11,7 kJ/mol
Безводен раствор на сол: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)
DH раствор = DH solv + DH cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol
