Równanie elektrolitycznej dysocjacji wody. Dysocjacja wody i pH. Wskaźnik wodoru - pH
Czysta woda nie przewodzi dobrze prądu elektrycznego, ale nadal ma mierzalne przewodnictwo elektryczne, co tłumaczy się częściową dysocjacją cząsteczek H 2 O na jony wodorowe i jony wodorotlenowe:
H 2 O H + + OH -
Na podstawie wielkości przewodności elektrycznej czystej wody można obliczyć w niej stężenie jonów H + i OH. W temperaturze 25 ° C wynosi 10 -7 mol / l.
Stałą dysocjacji H 2 O oblicza się w następujący sposób:
Przepiszmy to równanie:
Należy podkreślić, że wzór ten zawiera równowagowe stężenia cząsteczek H 2 O, jonów H + i OH -, które zostały ustalone w momencie równowagi w reakcji dysocjacji H 2 O.
Ale ponieważ stopień dysocjacji H 2 O jest bardzo mały, możemy założyć, że stężenie niezdysocjowanych cząsteczek H 2 O w momencie równowagi jest praktycznie równe całkowitemu początkowemu stężeniu wody, tj. 55,56 mol/dm 3 (1 dm 3 H 2 O zawiera 1000 g H 2 O lub 1000: 18 ≈ 55,56 (moli). W rozcieńczonych roztworach wodnych możemy założyć, że stężenie H 2 O będzie takie samo. Dlatego też zastąpienie w równaniu (42) iloczynu dwóch stałych przez nową stałą (lub KW ), będzie miał:
Otrzymane równanie pokazuje, że dla wody i rozcieńczania roztwory wodne w stałej temperaturze iloczyn stężeń molowych jonów wodorowych i wodorotlenowych ma stałą wartość. Nazywa się inaczej produkt jonowy wody .
W czystej wodzie o temperaturze 25°C.
Czyli dla określonej temperatury:
Wraz ze wzrostem temperatury wartość wzrasta. W 100 ° C osiąga 5,5 ∙ 10 -13 (ryc. 34).
Ryż. 34. Zależność stałej dysocjacji wody K w
od temperatury t(°C)
Nazywa się roztwory, w których stężenia jonów H + i OH są takie same neutralne rozwiązania. W kwaśny roztwory zawierają więcej jonów wodorowych i alkaliczny– jony wodorotlenkowe. Ale niezależnie od reakcji ośrodka w roztworze, iloczyn stężeń molowych jonów H + i OH pozostanie stały.
Jeśli np. do czystej H2O dodana zostanie pewna ilość kwasu, a stężenie jonów H+ wzrośnie do 10-4 mol/dm3, to odpowiednio stężenie jonów OH- zmniejszy się tak, że produkt pozostaje równy 10 -14. Dlatego w tym roztworze stężenie jonów wodorotlenowych będzie równe 10 -14: 10 -4 \u003d 10 -10 mol / dm 3. Przykład ten pokazuje, że jeśli znane jest stężenie jonów wodorowych w roztworze wodnym, to oznacza się również stężenie jonów wodorotlenowych. Dlatego reakcję roztworu można ilościowo scharakteryzować stężeniem jonów H +:
neutralny roztwór ®
kwaśny roztwór ®
roztwór alkaliczny ®
W praktyce, aby ilościowo scharakteryzować kwasowość lub zasadowość roztworu, nie stosuje się w nim stężenia molowego jonów H +, ale jego ujemny logarytm dziesiętny. Ta wartość nazywa się wskaźnik pH i jest oznaczony przez pH :
pH = –lg
Na przykład, jeśli , to pH = 2; jeśli , to pH = 10. W roztworze obojętnym pH = 7. W roztworach kwaśnych pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (a im więcej, im bardziej „alkaliczny” roztwór, tj. tym niższe stężenie w nim jonów H +).
Istnieją różne metody pomiaru pH roztworu. Bardzo wygodnie jest w przybliżeniu ocenić reakcję roztworu za pomocą specjalnych odczynników zwanych wskaźniki kwasowo-zasadowe . Kolor tych substancji w roztworze zmienia się w zależności od stężenia w nim jonów H+. Charakterystykę niektórych z najczęstszych wskaźników przedstawia tabela 12.
Tabela 12 Najważniejsze wskaźniki kwasowo-zasadowe
Woda- słaby elektrolit amfoteryczny.
Równanie jonizacji wody z uwzględnieniem hydratacji jonów wodorowych H+ to:
Bez uwzględnienia hydratacji jonów H+ równanie dysocjacji wody ma postać:
Jak widać z drugiego równania, stężenia jonów wodorowych H + i wodorotlenowych OH - w wodzie są takie same. W 25 o C [H +] \u003d [OH -] \u003d 10 -7 mol / l.
Nazywa się iloczyn stężeń jonów wodorowych i jonów wodorotlenowych produkt jonowy wody(KH2O).
KH2O =
K H 2 O jest wartością stałą i w temperaturze 25 ° C
K H 2 O \u003d 10 -7 ∙10 -7 \u003d 10 -14
W rozcieńczonych wodnych roztworach elektrolitów, podobnie jak w wodzie, iloczyn stężeń jonów wodorowych H + i wodorotlenowych OH - - jest wartością stałą w danej temperaturze. Jonowy produkt wody umożliwia obliczenie stężenia jonów wodorotlenowych OH dla dowolnego roztworu wodnego - jeśli znane jest stężenie jonów wodorowych H+ i odwrotnie.
Środowisko dowolnego roztworu wodnego można scharakteryzować stężeniem jonów wodorowych H + lub jonów wodorotlenowych OH - .
W roztworach wodnych występują trzy rodzaje mediów: obojętne, zasadowe i kwaśne.
Środowisko neutralne- jest to środowisko, w którym stężenie jonów wodorowych jest równe stężeniu jonów wodorotlenowych:
[H + ] = = 10 -7 mol/l
środowisko kwaśne to środowisko, w którym stężenie jonów wodorowych jest większe niż stężenie jonów wodorotlenowych:
[H+] > [OH-], > 10 -7 mol/l
Środowisko alkaliczne- jest to środowisko, w którym stężenie jonów wodorowych jest mniejsze niż stężenie jonów wodorotlenowych:
< , < 10 -7 моль/л
Aby scharakteryzować roztwory, wygodnie jest użyć tak zwanej wartości pH (pH).
pH pH nazywa się ujemnym logarytmem dziesiętnym stężenia jonów wodorowych: pH = -lg.
Na przykład, jeśli \u003d 10 -3 mol / l, to pH \u003d 3, środowisko roztworu jest kwaśne; jeśli [H + ] = 10 -12 mol / l, to pH = 12, środowisko roztworu jest alkaliczne: 
Im niższe pH wynosi 7, tym bardziej kwaśny jest roztwór. Im wyższe pH wynosi 7, tym wyższa alkaliczność roztworu.
Zależność między stężeniem jonów H+, wartością pH i medium roztworu przedstawia poniższy wykres:
Istnieją różne metody pomiaru pH. Jakościowo charakter środowiska wodnych roztworów elektrolitów określa się za pomocą wskaźników.
wskaźniki nazywane są substancjami, które odwracalnie zmieniają swój kolor w zależności od medium roztworów, tj. pH roztworu.
W praktyce stosuje się wskaźniki lakmus, oranż metylowy (pomarańcza metylowa) i fenoloftaleina. Zmieniają kolor w małym zakresie pH: lakmus - w zakresie pH od 5,0 do 8,0; oranż metylowy - od 3,1 do 4,4 i fenoloftaleina - od 8,2 do 10,0.
Zmianę koloru wskaźników przedstawiono na schemacie: 
Zacienione obszary pokazują interwał zmiany koloru wskaźnika.
Oprócz powyższych wskaźników stosuje się również uniwersalny wskaźnik, który można wykorzystać do przybliżonego określenia pH w szerokim zakresie od 0 do 14.
Wartość pH ma bardzo ważne w procesach chemicznych i biologicznych, ponieważ w zależności od charakteru ośrodka procesy te mogą przebiegać z różną prędkością i w różnych kierunkach.
Dlatego określenie pH roztworów jest bardzo ważne w medycynie, nauce, technice, rolnictwo. Zmiana pH krwi lub soku żołądkowego jest badaniem diagnostycznym w medycynie. Odchylenia pH od normalnych wartości nawet o 0,01 jednostki wskazują na procesy patologiczne w organizmie. Stałość stężeń jonów wodorowych H+ jest jedną z ważnych stałych środowiska wewnętrznego organizmów żywych.
Tak więc przy normalnej kwasowości sok żołądkowy ma pH 1,7; pH krwi ludzkiej wynosi 7,4; ślina - 6,9. Każdy enzym działa przy określonej wartości pH: katalaza krwi przy pH 7 pepsyna żołądkowa przy pH 1,5-2; itp.
Podręcznik przeznaczony jest dla studentów kierunków niechemicznych wyższych uczelni instytucje edukacyjne. Może służyć jako podręcznik dla osób samodzielnie uczących się podstaw chemii oraz dla uczniów techników chemicznych i liceów.
Legendarny podręcznik, przetłumaczony na wiele języków Europy, Azji, Afryki i wydany w łącznym nakładzie ponad 5 milionów egzemplarzy.
Podczas tworzenia pliku użyto strony http://alnam.ru/book_chem.php
Książka:
| <<< Назад
|
Naprzód >>> |
Czysta woda bardzo słabo przewodzi prąd, ale nadal ma mierzalną przewodność elektryczną, co tłumaczy się niewielką dysocjacją wody na jony wodorowe i jony wodorotlenkowe:
Przewodność elektryczną czystej wody można wykorzystać do obliczenia stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych w wodzie. W temperaturze 25°C wynosi 10 -7 mol/l.
Napiszmy wyrażenie na stałą dysocjacji wody:
Zapiszmy to równanie w następujący sposób:
Ponieważ stopień dysocjacji wody jest bardzo mały, stężenie niezdysocjowanych cząsteczek H 2 O w wodzie jest praktycznie równe całkowitemu stężeniu wody, tj. 55,55 mol/l (1 litr zawiera 1000 g wody, tj. 1000: 18,02 = 55,55 mola). W rozcieńczonych roztworach wodnych stężenie wody można uznać za takie samo. Dlatego zastępując produkt w ostatnim równaniu nową stałą K H 2 O, będziemy mieli:
Otrzymane równanie pokazuje, że dla wody i rozcieńczonych roztworów wodnych o stałej temperaturze iloczyn koncentratu jonów wodorowych i wodorotlenowych jest wartością stałą.Ta stała wartość jest nazywana iloczynem jonowym wody. Wartość numerycznałatwo to uzyskać, podstawiając do ostatniego równania stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych. W czystej wodzie o temperaturze 25°C ==1,10 -7 mol/l. Czyli dla określonej temperatury:
Roztwory, w których stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych są takie same, nazywane są roztworami obojętnymi. W temperaturze 25°C, jak już wspomniano, w roztworach obojętnych stężenie zarówno jonów wodorowych, jak i wodorotlenowych wynosi 10 -7 mol/l. W roztworach kwaśnych stężenie jonów wodorowych jest wyższe, w roztworach zasadowych stężenie jonów wodorotlenowych. Ale niezależnie od reakcji roztworu iloczyn stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych pozostaje stały.
Jeśli np. do czystej wody doda się wystarczającą ilość kwasu, aby stężenie jonów wodorowych wzrosło do 10 -3 mol/l, to stężenie jonów wodorotlenowych zmniejszy się tak, że produkt pozostanie równy 10 -14. Dlatego w tym rozwiązaniu stężenie jonów wodorotlenowych będzie wynosić:
10 -14 /10 -3 \u003d 10 -11 mol / l
Wręcz przeciwnie, jeśli dodasz alkalia do wody i tym samym zwiększysz stężenie jonów wodorotlenowych np. do 10 -5 mol/l, to stężenie jonów wodorowych będzie wynosić:
10 -14 /10 -5 \u003d 10 -9 mol / l
Przykłady te pokazują, że jeśli znane jest stężenie jonów wodorowych w roztworze wodnym, to oznacza się również stężenie jonów wodorotlenowych. Dlatego zarówno stopień kwasowości, jak i stopień zasadowości roztworu można ilościowo scharakteryzować stężeniem jonów wodorowych:
Kwasowość lub zasadowość roztworu można wyrazić w inny, wygodniejszy sposób: zamiast stężenia jonów wodorowych wskazany jest jego logarytm dziesiętny, wzięty z przeciwnym znakiem. Ta ostatnia wartość nazywana jest wartością pH i oznaczana jest przez pH:
Na przykład, jeśli =10-5 mol/l, to pH=5; jeśli \u003d 10 -9 mol / l, to pH \u003d 9 itd. Z tego widać, że w neutralnym roztworze (= 10 -7 mol / l) pH \u003d 7. W kwaśnych roztworach pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 i więcej, tym większa alkaliczność roztworu.
Istnieją różne metody pomiaru pH. W przybliżeniu reakcję roztworu można określić za pomocą specjalnych odczynników zwanych wskaźnikami, których kolor zmienia się w zależności od stężenia jonów wodorowych. Najczęstsze wskaźniki to oranż metylowy, czerwień metylowa, fenoloftaleina. W tabeli. 17 podana jest charakterystyka niektórych wskaźników.
W przypadku wielu procesów wartość pH odgrywa rolę ważna rola. Tak więc pH krwi ludzi i zwierząt ma ściśle stałą wartość. Rośliny mogą rosnąć normalnie tylko wtedy, gdy wartości pH roztworu glebowego mieszczą się w pewnym zakresie charakterystycznym dla danego gatunku rośliny. Właściwości wód naturalnych, w szczególności ich korozyjność, w dużym stopniu zależą od ich pH.
Tabela 17. Kluczowe wskaźniki
| <<< Назад
|
Naprzód >>> |
Woda chemicznie czysta ma, choć znikomą, ale mierzalną przewodność elektryczną, ponieważ woda w niewielkim stopniu dysocjuje na jony. Tak więc w temperaturze pokojowej tylko około jedna na 108 cząsteczek wody jest w formie zdysocjowanej. Proces dysocjacja elektrolityczna woda jest możliwa dzięki odpowiednio wysokiej polaryzacji Połączenia O-H oraz obecność systemu wiązań wodorowych między cząsteczkami wody. Równanie dysocjacji wody jest zapisane w następujący sposób:
2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,
gdzie H 3 O + jest kationem wodorowodorowym.
Równanie dysocjacji wody można zapisać w prostszej postaci:
H 2 O ↔ H + + OH -.
Obecność w wodzie jonów wodorowych i wodorotlenowych nadaje jej specyficzne właściwości amfolitu tj. zdolność do wykonywania funkcji słabego kwasu i słabej zasady. Stała dysocjacji wody w temperaturze 22 0 С:
gdzie i oznaczają stężenia równowagowe odpowiednio kationów wodoru i hydroksyanionów w g-jonach/l, oraz stężenie równowagowe wody w mol/l. Biorąc pod uwagę, że stopień dysocjacji wody jest bardzo mały, stężenie równowagowe niezdysocjowanych cząsteczek wody można przyrównać do całkowitej ilości wody w 1 litrze:
Teraz wyrażenie (1) można zapisać w postaci:
stąd = (1,8 10 -16) 55,56 = 10 -14 g-jonów 2 / l 2.
Iloczyn stężeń jonów wodorowych i jonów hydroksylowych jest stały nie tylko dla wody, ale także dla wodnych roztworów soli, kwasów i zasad. Ta wartość nazywa się produkt jonowy wody lub stała woda. Dlatego: K H2O \u003d \u003d 10 -14 g-jonów 2 / l 2.
Dla mediów neutralnych = = 10 -7 g jonów/l. W środowiskach kwaśnych > , oraz zasadowych< . 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. Wskaźnik wodoru - pH
Aby ilościowo scharakteryzować reakcję ośrodka, zwykle podaje się nie stężenie jonów wodorowych, ale pewien wskaźnik warunkowy, oznaczony przez pH i zwany indeks wodoru. Jest to ujemny logarytm dziesiętny stężenia kationów wodorowych pH \u003d - lg.
Dla środowiska neutralnego pH = -lg 10 -7 = 7;
dla kwasu - pH< 7;
dla zasadowych - pH > 7.
Pojęcie indeks hydroksylowy pOH = - lg [OH -].
pH + pOH = 14.
Oznaczanie pH ma ogromne znaczenie w inżynierii, a zwłaszcza w branży budowlanej. Zazwyczaj pH mierzy się za pomocą wskaźniki- substancje, które mogą zmieniać swój kolor w zależności od stężenia jonów wodorowych. Wskaźnikami są słabe kwasy i zasady, których cząsteczki i jony są zabarwione na różne kolory (tabela 1).
Tabela 1
Jednak wskaźniki nie precyzyjna definicja Wartości pH, dlatego nowoczesne pomiary pH wykonywane są metodami elektrochemicznymi, których dokładność wynosi ± 0,01 jednostki pH.
Ważną cechą ciekłej wody jest jej zdolność do spontanicznej dysocjacji zgodnie z reakcją:
H 2 O (l) "H + (wodny) + OH - (wodny)
Proces ten nazywany jest również samojonizacją lub autoprotolizą. Powstałe protony H + i aniony OH - są otoczone pewną liczbą cząsteczek wody polarnej, tj. uwodniony: H + ×nH2O; OH - ×mH 2 O. Uwodnienie pierwotne może być reprezentowane przez szereg kompleksów wodnych: H 3 O + ; H5O2+; H7O3+; H 9 O 4 + , wśród których przeważają jony H 9 O 4 + (H + ×4H 2 O). Żywotność wszystkich tych jonów w wodzie jest bardzo krótka, ponieważ protony nieustannie oddalają się od tych samych cząsteczek
wodę innym. Zwykle dla uproszczenia w równaniach stosuje się tylko kation o składzie H 3 O + (H + × H 2 O), zwany jonem hydroniowym.
Proces dysocjacji wody, biorąc pod uwagę uwodnienie protonu i tworzenie jonu hydroksoniowego, można zapisać: 2H 2 O « H 3 O + + OH -
Woda jest słabym elektrolitem, którego stopień dysocjacji wynosi
Ponieważ à C jest równe (H 2 O) "C ref (H 2 O) lub [H 2 O] jest równe ≈ [H 2 O] ref
to liczba moli w jednym litrze wody. C ref (H 2 O) w rozcieńczonym roztworze pozostaje stały. Ta okoliczność pozwala nam uwzględnić C równa się (H 2 O) w stałej równowagi.
Zatem iloczyn dwóch stałych daje nową stałą, która nazywa się produkt jonowy wody. W temperaturze 298 K.
¾- Stałość produktu jonowego wody oznacza, że w każdym roztworze wodnym: kwaśnym, obojętnym lub zasadowym - zawsze występują oba rodzaje jonów (H+ i OH-)
¾- W czystej wodzie stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych są równe i w normalnych warunkach wynoszą:
K w 1/2 \u003d 10 -7 mol / l.
¾- Po dodaniu kwasów stężenie [H + ] wzrasta, tj. równowaga przesuwa się w lewo, a stężenie [OH - ] maleje, ale K w pozostaje równe 10 -14.
W środowisku kwaśnym > 10 -7 mol/l oraz< 10 -7 моль/л
W środowisku alkalicznym< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l
W praktyce dla wygody używamy Wartość pH (pH) oraz indeks hydroksylowy (pOH) pożywki.
Jest to logarytm dziesiętny ze stężeń (aktywności) odpowiednio jonów wodorowych lub wodorotlenowych w roztworze pobranych z przeciwnym znakiem: pH = - lg, pOH = - lg
W roztworach wodnych pH + pOH = 14.
Numer tabeli 14.
K w zależy od temperatury (ponieważ dysocjacja wody jest procesem endotermicznym)
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
Pomiar pH jest bardzo szeroko stosowany. W biologii i medycynie wartość pH płynów biologicznych służy do określania patologii. Na przykład normalne pH surowicy wynosi 7,4 ± 0,05; ślina - 6,35..6.85; sok żołądkowy - 0.9.1.1; łzy - 7,4±0,1. W rolnictwie pH charakteryzuje kwasowość gleb, stan ekologiczny wód naturalnych itp.
Wskaźniki kwasowo-zasadowe to związki chemiczne, które zmieniają kolor w zależności od pH środowiska, w którym się znajdują. Zapewne zwróciłeś uwagę na to, jak zmienia się kolor herbaty, gdy dodasz do niej cytrynę – to przykład działania wskaźnika kwasowo-zasadowego.
Wskaźnikami są zwykle słabe kwasy organiczne lub zasady i mogą występować w roztworze w dwóch formach tautomerycznych:
HInd « H + + Ind - , gdzie HInd jest formą kwasową (jest to forma dominująca w roztworach kwaśnych); Ind jest formą główną (dominującą w roztworach alkalicznych).
Zachowanie wskaźnika jest podobne do zachowania słabego elektrolitu w obecności silniejszego z tym samym jonem. Tym bardziej konsekwentnie równowaga przesuwa się w kierunku istnienia formy kwasowej HInd i vice versa (zasada Le Chateliera).
Doświadczenie wyraźnie pokazuje możliwość zastosowania niektórych wskaźników:
Tabela nr 15
Specjalne urządzenia - mierniki pH pozwalają mierzyć pH z dokładnością do 0,01 w zakresie od 0 do 14. Definicja opiera się na pomiarze pola elektromagnetycznego ogniwa galwanicznego, którego jedną z elektrod jest np. szkło.
Najdokładniejsze stężenie jonów wodorowych można określić przez miareczkowanie kwasowo-zasadowe. Miareczkowanie to proces stopniowego dodawania małych porcji roztworu o znanym stężeniu (titranta) do miareczkowanego roztworu, którego stężenie chcemy określić.
roztwory buforowe- Są to systemy, których pH zmienia się stosunkowo mało po rozcieńczeniu lub dodaniu do nich niewielkich ilości kwasów lub zasad. Najczęściej są to rozwiązania zawierające:
a) a) Słaby kwas i jego sól (CH 3 COOH + CH 3 COOHa) - bufor octanowy
c) Słaba zasada i jej sól (NH 4 OH + NH 4 Cl) - bufor amonowo-amonowy
c) Dwie sole kwasowe o różnym Kd (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - bufor fosforanowy
Rozważmy mechanizm regulacji roztworów buforowych na przykładzie roztworu buforowego octanu.
CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +,
CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +
1. 1) jeśli do mieszaniny buforowej dodasz niewielką ilość alkaliów:
CH 3 COOH + NaOH " CH 3 COONa + H 2 O,
NaOH neutralizuje się kwasem octowym, tworząc słabszy elektrolit H2O. Nadmiar octanu sodu przesuwa równowagę w kierunku powstałego kwasu.
2. 2) jeśli dodasz niewielką ilość kwasu:
CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl
Kationy wodorowe H + wiążą jony CH3COO -
Znajdźmy stężenie jonów wodorowych w roztworze buforu octanowego:
Równowagowe stężenie kwasu octowego rany C ref, to (ponieważ słaby elektrolit) i [СH 3 COO - ] = sól C (ponieważ sól jest silnym elektrolitem), to . Równanie Hendersona-Hasselbacha:
Zatem pH układów buforowych jest określane przez stosunek stężeń soli i kwasu. Po rozcieńczeniu ten stosunek nie zmienia się, a pH buforu nie zmienia się po rozcieńczeniu, co odróżnia układy buforowe od czystego roztworu elektrolitu, dla którego obowiązuje prawo rozcieńczenia Ostwalda.
Istnieją dwie cechy systemów buforowych:
1.siła bufora. Całkowita wartość siła bufora zależy od
całkowite stężenie składników układu buforowego, tj. im większe stężenie układu buforowego, tym więcej zasad (kwasu) jest wymaganych do tej samej zmiany pH.
2.Zbiornik buforowy (B). Pojemność bufora to limit, przy którym następuje akcja buforowania. Mieszanina buforowa utrzymuje stałe pH tylko wtedy, gdy ilość mocnego kwasu lub zasady dodana do roztworu nie przekracza określonej wartości granicznej - B. Pojemność buforowa jest określona przez liczbę g / eq mocnego kwasu (zasady), która należy dodać do jednego litra mieszaniny buforowej w celu zmiany wartości pH na jednostkę, tj. . Wniosek: Właściwości systemów buforowych:
1. 1. mało zależny od rozcieńczenia.
2. 2. Dodatek mocnych kwasów (zasad) ma niewielką różnicę w pojemności buforowej B.
3. 3. Pojemność buforowa zależy od siły buforu (od stężenia składników).
4. 4. Bufor wykazuje maksymalny efekt, gdy kwas i sól są obecne w roztworze w równoważnych ilościach:
Z solą \u003d C do ciebie; = Kd, k; pH \u003d pK d, k (pH jest określone przez wartość K d).
Hydroliza to chemiczne oddziaływanie wody z solami.. Hydroliza soli sprowadza się do procesu przenoszenia protonów. W wyniku jego przepływu pojawia się pewien nadmiar jonów wodorowych lub hydroksylowych, nadając roztworowi właściwości kwasowe lub zasadowe. Hydroliza jest zatem odwrotnością procesu neutralizacji.
Hydroliza solna obejmuje 2 etapy:
a) Dysocjacja elektrolityczna soli z utworzeniem jonów uwodnionych:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O
akceptor - kationy z wolnymi orbitalami)
Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (wiązanie wodorowe)
c) Hydroliza anionów. Cl - + HOH à HCl + OH -
c) Hydroliza na kationie. K + + HOH à KOH +
Wszystkie sole powstałe przy udziale słabych
elektrolity:
1. Sól utworzona przez anion słabych kwasów i kation mocnych zasad
CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + NaOH
CH 3 COO - + HOH "CH 3 COOH + OH - , pH> 7
Aniony słabych kwasów pełnią funkcję zasad w stosunku do wody – donora protonów, co prowadzi do wzrostu stężenia OH – tj. alkalizacja środowiska.
Głębokość hydrolizy określa: stopień hydrolizy a g:
jest stężenie zhydrolizowanej soli
jest stężenie soli początkowej
a g jest małe, na przykład dla 0,1 molowego roztworu CH3COONa w 298 K wynosi 10-4.
Podczas hydrolizy w układzie ustala się równowaga, którą charakteryzuje К р
Dlatego im mniejsza stała dysocjacji, tym większa stała hydrolizy. Stopień hydrolizy ze stałą hydrolizy jest powiązany równaniem:
Wraz ze wzrostem rozcieńczenia, tj. spadek C 0 , wzrasta stopień hydrolizy.
2. 2. Sól utworzona przez kation słabych zasad i anion mocnych kwasów
NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +
NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7
Równowaga protolityczna zostaje przesunięta w lewo, słabo zasadowy kation NH 4 + pełni funkcję kwasu w stosunku do wody, co prowadzi do zakwaszenia środowiska. Stałą hydrolizy określa równanie:
Równowagowe stężenie jonów wodorowych można obliczyć: [H + ] równa się = a g × C 0 (początkowe stężenie soli), gdzie
Kwasowość środowiska zależy od początkowego stężenia tego typu soli.
3. 3. Sól utworzona przez anion słabych kwasów i kation słabych zasad. Hydrolizuje zarówno kation, jak i anion
NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN
Aby określić pH roztworu, porównaj KD, k i KD, zasadowe
K D,k > K D,podstawowe medium lekko kwaśne
KD, k< К Д,осн à среда слабо щелочная
K D,k \u003d K D,podstawa à neutralne medium
W konsekwencji stopień hydrolizy tego typu soli nie zależy od ich stężenia w roztworze.
dlatego a [OH - ] są określone przez KD, k i KD, zasada, następnie
pH roztworu jest również niezależne od stężenia soli w roztworze.
Sole utworzone przez wielokrotnie naładowany anion i pojedynczo naładowany kation (siarczki amonu, węglany, fosforany) są prawie całkowicie hydrolizowane w pierwszym etapie, tj. są w roztworze w postaci mieszaniny słabej zasady NH 4 OH i jej soli NH 4 HS, tj. w postaci buforu amonowego.
W przypadku soli utworzonych przez wielokrotnie naładowany kation i pojedynczo naładowany anion (mrówczany octanów, Al, Mg, Fe, Cu) hydroliza ulega nasileniu po podgrzaniu i prowadzi do powstania soli zasadowych.
Hydroliza azotanów, podchlorynów, podbromitów Al, Mg, Fe, Cu przebiega całkowicie i nieodwracalnie tj. sole nie są izolowane z roztworów.
Sole: ZnS, AlPO 4 , FeCO 3 i inne są słabo rozpuszczalne w wodzie, jednak część ich jonów bierze udział w procesie hydrolizy, co prowadzi do pewnego wzrostu ich rozpuszczalności.
Siarczki chromu i glinu hydrolizują całkowicie i nieodwracalnie z utworzeniem odpowiednich wodorotlenków.
4. 4. Sole utworzone przez anion mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie.
Najczęściej hydroliza jest zjawiskiem szkodliwym, powodującym różne komplikacje. Więc w syntezie substancje nieorganiczne z roztworów wodnych w powstałej substancji pojawiają się zanieczyszczenia - produkty jej hydrolizy. Niektórych związków w ogóle nie da się zsyntetyzować z powodu nieodwracalnej hydrolizy.
- jeśli hydroliza przebiega wzdłuż anionu, do roztworu dodaje się nadmiar zasady
- jeśli hydroliza przebiega przez kation, to do roztworu dodaje się nadmiar kwasu
Tak więc pierwszą jakościową teorię roztworów elektrolitów wyraził Arrhenius (1883 - 1887). Zgodnie z tą teorią:
1. 1. Cząsteczki elektrolitu dysocjują na przeciwne jony
2. 2. Pomiędzy procesami dysocjacji i rekombinacji ustala się równowaga dynamiczna, którą charakteryzuje KD. Równowaga ta jest zgodna z prawem działania mas. Frakcja rozdrobnionych cząsteczek charakteryzuje się stopniem dysocjacji a. Prawo Ostwalda łączy się z D i a.
3. 3. Roztwór elektrolitu (według Arrheniusa) jest mieszaniną cząsteczek elektrolitu, jego jonów i cząsteczek rozpuszczalnika, między którymi nie ma interakcji.
Wniosek: teoria Arrheniusa umożliwiła wyjaśnienie wielu właściwości roztworów słabych elektrolitów w niskich stężeniach.
Jednak teoria Arrheniusa miała jedynie charakter fizyczny, tj. nie rozważył następujących pytań:
Dlaczego substancje w roztworze rozpadają się na jony?
Co dzieje się z jonami w roztworach?
Dalszy rozwój teoria Arrheniusa otrzymana w pracach Ostwalda, Pisarzhevsky'ego, Kablukowa, Nernsta itp. Na przykład na znaczenie hydratacji jako pierwszy zwrócił uwagę Kablukow (1891), inicjując rozwój teorii elektrolitów w kierunku wskazanym przez Mendelejewa (tzn. jako pierwszy udało mu się połączyć teorię solwatów Mendelejewa z fizyczną teorią Arrheniusa). Solwatacja to proces interakcji elektrolitów
cząsteczki rozpuszczalnika tworzące złożone związki solwatów. Jeśli rozpuszczalnikiem jest woda, to proces oddziaływania elektrolitu z cząsteczkami wody nazywa się hydratacją, a kompleksy wodne nazywane są hydratami krystalicznymi.
Rozważmy przykład dysocjacji elektrolitów w stanie krystalicznym. Proces ten można przedstawić w dwóch etapach:
1. 1.zniszczenie sieci krystalicznej substancji DH 0 kr\u003e 0, proces tworzenia cząsteczek (endotermiczny)
2. 2. tworzenie solwatowanych cząsteczek, DH 0 solv< 0, процесс экзотермический
Otrzymane ciepło rozpuszczania jest równe sumie ciepła dwóch etapów DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv i może być zarówno ujemne, jak i dodatnie. Na przykład energia sieci krystalicznej KCl = 170 kcal/mol.
Ciepło hydratacji jonów K+ = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, a powstała energia to 165 kcal/mol.
Ciepło hydratacji częściowo pokrywa energię potrzebną do uwolnienia jonów z kryształu. Pozostałe 170 - 165 = 5 kcal/mol można pokryć dzięki energii ruchu termicznego, a rozpuszczaniu towarzyszy absorpcja ciepła z środowisko. Hydraty lub solwaty ułatwiają endotermiczny proces dysocjacji, utrudniając rekombinację.
A oto sytuacja, w której występuje tylko jeden z dwóch wymienionych etapów:
1. rozpuszczanie gazów - nie ma pierwszego etapu niszczenia sieci krystalicznej, egzotermiczna solwatacja pozostaje, dlatego rozpuszczanie gazów z reguły jest egzotermiczne.
2. podczas rozpuszczania hydratów krystalicznych nie ma etapu solwatacji, pozostaje tylko endotermiczne zniszczenie sieci krystalicznej. Na przykład krystaliczny roztwór hydratu: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)
DH roztwór = DH cr = + 11,7 kJ/mol
Bezwodny roztwór soli: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)
DH roztwór = DH solv + DH cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol
