Струја и напонска дисоцијација на водата. Електролитичка дисоцијација на водата. Константа на дисоцијација на вода. Јонски производ на вода. Електронските облаци на орбитали со различни вредности на l имаат различни конфигурации, а оние со иста l имаат слична конфигурација.
Посебен случај на дисоцијација (процес на распаѓање на поголеми честички на супстанција - молекули на јони или радикали - во помали честички) е електролитичката дисоцијација, во која неутралните молекули на супстанцијата наречена електролит во раствор (како резултат на изложеност на полар молекули на растворувачи) се разложуваат на наелектризирани честички: катјони и анјони. Ова ја објаснува способноста да се спроведе струја.
Вообичаено е да се поделат сите електролити во две групи: слаби и силни. Водата припаѓа на слаби електролити, дисоцијацијата на водата се карактеризира со мала количина на дисоцирани молекули, бидејќи тие се доста стабилни и практично не се распаѓаат на јони. Чистата (без нечистотии) вода слабо спроведува струја. Ова се должи на хемиската природа на самата молекула, кога позитивно поларизираните атоми на водород се вградени во електронската обвивка на релативно мал атом на кислород, кој е негативно поларизиран.
Јачината и слабоста на електролитите се карактеризираат (означени со α, често оваа вредност се изразува во% од 0 до 100 или во фракции од единица од 0 до 1) - способноста да се распаѓаат на јони, односно односот на број на распаднати честички до бројот на честички пред распаѓање. Супстанциите како киселини, соли и бази целосно се распаѓаат на јони под дејство на поларните. Дисоцијацијата на водата е придружена со распаѓање на молекулите на H2O во протонот H+ и хидроксилната група OH-. Ако равенката на дисоцијација на електролитот ја претставиме во форма: M=K++A-, тогаш дисоцијацијата на водата може да се изрази со равенката: H2O↔H++OH-, и равенката со која степенот на дисоцијација на водата е пресметано може да се претстави во две форми (преку концентрацијата на формираните протони или концентрацијата на формираните хидроксилни групи): α=[H+]/[H2O] или α=[OH-]/[H2O]. Бидејќи вредноста на α е засегната не само хемиска природасупстанцијата, но и концентрацијата на растворот или неговата температура, тогаш вообичаено е да се зборува за привидниот (имагинарен) степен на дисоцијација.
Тенденцијата на слабите молекули на електролит, вклучително и водата, да се распаѓаат на јони во голема мера се карактеризира со константата на дисоцијација (посебен случај на константата на рамнотежа), која најчесто се нарекува Kd. За да се пресмета оваа вредност, се применува законот за масовно дејство, кој го утврдува односот помеѓу масите на добиените и почетните супстанции. Електролитичка дисоцијацијаводата е распаѓање на оригиналните молекули на водата во водородни протони и хидроксилна група, затоа се изразува со равенката: Kd \u003d [H +] . [OH-]/[H2O]. Оваа вредност за вода е константна и зависи само од температурата, на температура еднаква на 25 ° C, Kd = 1.86.10-16.
Знаејќи ја моларната маса на вода (18 грама/мол), како и занемарување на концентрацијата на дисоцираните молекули и земајќи ја масата од 1 dm3 вода како 1000 g, можеме да ја пресметаме концентрацијата на недисоцирани молекули во 1 dm3 вода: [ Н2О]=1000/18.0153=55.51 mol/dm3. Потоа, од равенката на константата на дисоцијација може да се најде производот од концентрациите на протоните и хидроксилните групи: [H+].[OH-]=1.86.10-16.55.51=1.10-14. При извлекување квадратен коренод добиената вредност се добива концентрација на протони (водородни јони) која ја одредува киселоста на растворот и е еднаква на концентрацијата на хидроксилните групи: [H+]=[OH-]=1,10-7.
Но, во природата, вода со таква чистота не постои поради присуството на растворени гасови во неа или загадување на водата од други супстанции (всушност, водата е раствор од различни електролити), затоа, на 25 ° C, концентрацијата на водород протони или концентрацијата на хидроксилните групи се разликува од 1,10-7. Тоа е, киселоста на водата се должи на протокот на не само таков процес како што е дисоцијација на водата. е негативниот логаритам на концентрацијата на водородниот јон (рН), тој е воведен за да се процени киселоста или алкалноста на водата, и водени раствори, бидејќи броевите со негативни моќитешко да се користи. За чиста вода, pH = 7, но бидејќи во природата нема чиста вода, а дисоцијацијата на водата продолжува заедно со распаѓањето на другите растворени електролити, pH вредноста може да биде помала или поголема од 7, односно за вода, практично, pH ≠ 7.
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. AT земјоделствоторН 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 во растворот се распаѓаат на јони?
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 кристална решеткасупстанции DH 0 cr > 0, процес на формирање на молекули (ендотермичен)
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
Исклучително важна улога во биолошките процеси игра водата, која е суштинска компонента (од 58 до 97%) на сите клетки и ткива на луѓето, животните, растенијата и протозоите. во среда екои се одвиваат различни биохемиски процеси.
Водата има добра растворлива моќ и предизвикува електролитичка дисоцијација на многу супстанции растворени во неа.
Процесот на дисоцијација на водата според теоријата на Бронстед се одвива според равенката:
Х 2 0+H 2 0 Н 3 О + + Ох - ; ΔН dis = +56,5 kJ/mol
Оние. едната молекула на водата се откажува, а другата прикачува протон, настанува автојонизација на водата:
Х 2 0 Н + + Ох - - реакција на депротонација
Х 2 0 + H + Х 3 О + - реакција на протонација
Константата на дисоцијација на водата на 298°K, одредена со методот на електрична спроводливост, е:
a(H +) - активност на H + јони (за краткост, наместо H3O + напишете H +);
a (OH -) - активност на OH - јони;
a (H 2 0) - активност на вода;
Степенот на дисоцијација на водата е многу мал, така што активноста на јоните на водород - и хидроксид - во чиста вода е речиси еднаква на нивните концентрации. Концентрацијата на водата е константна и еднаква на 55,6 mol.
(1000g: 18g/mol= 55,6mol)
Заменувајќи ја оваа вредност во изразот за константата на дисоцијација Kd (H 2 0), и наместо активностите на јоните на водород - и хидроксид - нивните концентрации, се добива нов израз:
K (H 2 0) \u003d C (H +) × C (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 на 298 K,
Поточно, K (H 2 0) \u003d a (H +) × a (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 l 2 -
K(H 2 0) се нарекува јонски производ на вода или константа на автојонизација.
Во чиста вода или кој било воден раствор на константна температура, производот од концентрациите (активностите) на јоните на водород - и хидроксид - е константна вредност, наречена јонски производ на водата.
Константата K(H 2 0) зависи од температурата. Кога температурата се зголемува, таа се зголемува, бидејќи. процесот на дисоцијација на водата е ендотермичен. Во чиста вода или водени раствори на различни супстанции на 298K, активноста (концентрацијата) на водородните и хидроксидните јони ќе биде:
a (H +) \u003d a (OH -) \u003d K (H 2 0) \u003d 10 -14 \u003d 10 -7 mol / l.
Во кисели или алкални раствори, овие концентрации повеќе нема да бидат еднакви една со друга, но тие ќе се менуваат конјугирани: со зголемување на еден од нив, другиот ќе се намали соодветно, и обратно, на пример,
a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, нивниот производ е секогаш 10 -14
Индикатор за водород
Квалитативно, реакцијата на медиумот се изразува во однос на активноста на водородните јони. Во пракса, тие не ја користат оваа вредност, туку индикаторот за водород pH - вредност нумерички еднаква на негативниот децимален логаритам на активноста (концентрацијата) на водородните јони, изразена во mol / l.
pH = -лга(Х + ),
и за разредени раствори
pH = -lgC(Х + ).
За чиста вода и неутрални медиуми на 298K pH=7; за киселински pH раствори<7, а для щелочных рН>7.
Реакцијата на медиумот може да се карактеризира и со хидроксилниот индекс:
RON = -лга(О - )
или приближно
RON = -ИгC(OХ - ).
Според тоа, во неутрална средина рОН=рН=7; во кисела средина, pOH> 7, а во алкална средина, pOH<7.
Ако го земеме негативниот децимален логаритам на изразот за јонскиот производ на водата, добиваме:
pH + pOH=14.
Затоа, pH и pOH се исто така конјугирани количини. Нивниот збир за разредени водени раствори е секогаш 14. Знаејќи ја pH вредноста, лесно е да се пресмета pOH:
pH=14 – рОН
и обратно:
РО= 14 - pH вредност.
Во растворите се разликуваат активна, потенцијална (резерва) и вкупна киселост.
Активна киселостсе мери со активноста (концентрацијата) на водородните јони во растворот и ја одредува pH вредноста на растворот. Во растворите на силни киселини и бази, pH вредноста зависи од концентрацијата на киселината или базата и активноста на H јоните + и тој - може да се пресмета со помош на формулите:
а (Х + )= C(l/z киселина)×α секоја; pH \u003d - lg a (H + )
a (OH - )=C(l/z база)×α секој; pH \u003d - lg a (OH - )
pH= - lgC(l/z киселина) – за екстремно разредени раствори на силни киселини
РОН= - lgC(l/z база) - за екстремно разредени раствори на бази
Потенцијална киселостмерено со бројот на водородни јони врзани во киселинските молекули, т.е. претставува „резерва“ на недисоцирани киселински молекули.
Општа киселост- збирот на активните и потенцијалните киселости, кој се одредува со аналитичката концентрација на киселината и се утврдува со титрација
Едно од неверојатните својства на живите организми е киселинско-базната
хомеостаза -постојаноста на pH вредноста на биолошките течности, ткива и организми. Табелата 1 ги прикажува pH вредностите на некои биолошки објекти.
Табела 1
Од податоците во табелата може да се види дека рН на различни течности во човечкото тело варира во прилично широк опсег во зависност од локацијата. КРВ,како и другите биолошки течности, има тенденција да одржува константна вредност на pH вредноста, чии вредности се прикажани во табела 2
табела 2
Промената на pH од наведените вредности за само 0,3 кон зголемување или намалување доведува до промена во размената на ензимските процеси, што предизвикува сериозна болест кај една личност. Промената на pH од само 0,4 е веќе некомпатибилна со животот. Истражувачите откриле дека следните крвни пуфер системи се вклучени во регулирањето на киселинско-базната рамнотежа: хемоглобин, бикарбонат, протеини и фосфати. Уделот на секој систем во тампон капацитетот е претставен во Табела 3.
Табела 3
Сите тампон системи на телото се исти според механизмот на дејство, бидејќи тие се состојат од слаба киселина: јаглеродна, дихидрофосфорна (дихидрофосфат јон), протеини, хемоглобин (оксохемоглобин) и соли на овие киселини, главно натриум, со својства на слаби бази. Но, бидејќи бикарбонатниот систем во телото нема рамен во однос на брзината на одговорот, ќе ја разгледаме способноста да се одржи константноста на околината во телото со помош на овој систем.
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. Процесот на електролитичка дисоцијација на водата е можен поради прилично високиот поларитет на O-H врските и 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. Со оглед на тоа што степенот на дисоцијација на водата е исклучително мал, рамнотежната концентрација на недисоцирани молекули на вода 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 хидрокс 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 е дадена 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.
Чистата вода, иако лоша (во споредба со растворите на електролити), може да спроведе струја. Ова се должи на способноста на молекулата на водата да се распадне (дисоцира) на два јони, кои се спроводници на електрична струја во чиста вода (дисоцијацијата подолу значи електролитичка дисоцијација - распаѓање во јони):
Водородниот индекс (рН) е вредност што ја карактеризира активноста или концентрацијата на водородните јони во растворите. Водородниот индекс се означува со pH вредност. Водородниот индекс е нумерички еднаков на негативниот децимален логаритам на активноста или концентрацијата на водородните јони, изразен во молови на литар: 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 средина; pH>7. Хидролиза на сол- ова е хемиска интеракција на јони на сол со водни јони, што доведува до формирање на слаб електролит. еден). Хидролизата не е можна Сол формирана од силна база и силна киселина ( КБр, NaCl, NaNO3), нема да подлежи на хидролиза бидејќи во овој случај не се формира слаб електролит pH на таквите раствори = 7. Реакцијата на медиумот останува неутрална. 2). Хидролиза на катјонот (само катјонот реагира со вода). Во сол формирана од слаба база и силна киселина
(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)
катјон се подложува на хидролиза:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + Н+
Како резултат на хидролиза, се формира слаб електролит, H + јон и други јони. pH на растворот< 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)
се подложува на хидролиза од анјонот, што резултира со формирање на слаб електролит, хидроксид јон OH- и други јони.
K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>HSiO3- + 2K+ + OH-
рН на таквите раствори е > 7 (растворот добива алкална реакција).4). Хидролиза на зглобот (и катјонот и анјонот реагираат со вода). Солта се формира од слаба база и слаба киселина
(CH 3COONH 4, (NH 4) 2CO 3, Al2S3),
ги хидролизира и катјонот и анјонот. Како резултат на тоа, се формираат ниско-дисоцирачки база и киселина. PH на растворите на таквите соли зависи од релативната јачина на киселината и базата. Мерка за јачината на киселината и базата е константата на дисоцијација на соодветниот реагенс. Реакцијата на околината на овие раствори може да биде неутрална, малку кисела или малку алкална:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^
Хидролизата е реверзибилен процес. Хидролизата продолжува неповратно ако реакцијата произведува нерастворлива база и (или) испарлива киселина
