Dysocjacja prądu i napięcia wody. Dysocjacja elektrolityczna wody. Stała dysocjacji wody. Jonowy produkt wody. Chmury elektronowe orbitali o różnych wartościach l mają różne konfiguracje, a te o tym samym l mają podobną konfigurację.

Szczególnym przypadkiem dysocjacji (proces rozpadu większych cząstek substancji – cząsteczek jonów lub rodników – na mniejsze cząstki) jest dysocjacja elektrolityczna, w której obojętne cząsteczki substancji zwanej elektrolitem w roztworze (w wyniku ekspozycji na cząsteczki rozpuszczalnika) rozkładają się na naładowane cząstki: kationy i aniony. To wyjaśnia zdolność przewodzenia prądu.

Zwyczajowo wszystkie elektrolity dzieli się na dwie grupy: słabe i mocne. Woda należy do słabych elektrolitów, dysocjacja wody charakteryzuje się niewielką ilością zdysocjowanych cząsteczek, ponieważ są one dość stabilne i praktycznie nie rozkładają się na jony. Czysta (bez zanieczyszczeń) woda słabo przewodzi prąd. Wynika to z chemicznej natury samej cząsteczki, gdy dodatnio spolaryzowane atomy wodoru są osadzane w powłoce elektronowej stosunkowo małego atomu tlenu, który jest spolaryzowany ujemnie.

Charakteryzuje się siłę i słabość elektrolitów (oznaczoną przez α, często wartość tę wyraża się w% od 0 do 100 lub w ułamkach jednostki od 0 do 1) - zdolność do rozkładu na jony, czyli stosunek liczba cząstek rozłożonych do liczby cząstek przed rozpadem. Substancje takie jak kwasy, sole i zasady rozkładają się całkowicie na jony pod działaniem polarnych. Dysocjacji wody towarzyszy rozpad cząsteczek H2O na proton H+ i grupę hydroksylową OH-. Jeżeli równanie dysocjacji elektrolitu przedstawimy w postaci: M=K++A-, to dysocjację wody można wyrazić równaniem: H2O↔H++OH- oraz równaniem, według którego stopień dysocjacji wody jest obliczone można przedstawić w dwóch postaciach (poprzez stężenie utworzonych protonów lub stężenie utworzonych grup hydroksylowych): α=[H+]/[H2O] lub α=[OH-]/[H2O]. Ponieważ na wartość α wpływa nie tylko Natura chemiczna substancja, ale także stężenie roztworu lub jego temperatura, wówczas zwykle mówi się o pozornym (urojonym) stopniu dysocjacji.

Tendencja słabych cząsteczek elektrolitu, w tym wody, do rozkładu na jony w dużej mierze charakteryzuje się stałą dysocjacji (szczególny przypadek stałej równowagi), którą powszechnie określa się jako Kd. Aby obliczyć tę wartość, stosuje się prawo działania masy, które określa stosunek mas substancji uzyskanych i substancji wyjściowych. Dysocjacja elektrolityczna woda jest rozpadem pierwotnych cząsteczek wody na protony wodoru i grupę hydroksylową, dlatego wyraża się ją równaniem: Kd \u003d [H +] . [OH-]/[H2O]. Ta wartość dla wody jest stała i zależy tylko od temperatury, przy temperaturze równej 25 ° C, Kd = 1,86,10-16.

Znając masę molową wody (18 gram/mol), a także pomijając stężenie zdysocjowanych cząsteczek i przyjmując masę 1 dm3 wody jako 1000 g, możemy obliczyć stężenie niezdysocjowanych cząsteczek w 1 dm3 wody: [ Н2О]=1000/18.0153=55,51 mol/dm3. Następnie z równania stałej dysocjacji można wyznaczyć iloczyn stężeń protonów i grup hydroksylowych: [H+].[OH-]=1,86,10-16,55,51=1,10-14. Podczas ekstrakcji pierwiastek kwadratowy z otrzymanej wartości otrzymuje się stężenie protonów (jonów wodorowych), które określa kwasowość roztworu i jest równe stężeniu grup hydroksylowych: [H+]=[OH-]=1,10-7.

Ale w naturze woda o takiej czystości nie istnieje z powodu obecności w niej rozpuszczonych gazów lub zanieczyszczenia wody innymi substancjami (w rzeczywistości woda jest roztworem różnych elektrolitów), dlatego w 25 ° C stężenie wodoru protony lub stężenie grup hydroksylowych różni się od 1,10-7. Oznacza to, że kwasowość wody wynika z przepływu nie tylko takiego procesu, jak dysocjacja wody. jest ujemnym logarytmem stężenia jonów wodorowych (pH), wprowadza się go w celu oszacowania kwasowości lub zasadowości wody, oraz roztwory wodne, ponieważ liczby z negatywne moce trudne do użycia. Dla czystej wody pH = 7, ale ponieważ w naturze nie ma czystej wody, a dysocjacja wody postępuje wraz z rozkładem innych rozpuszczonych elektrolitów, wartość pH może być mniejsza lub większa niż 7, czyli dla wody, praktycznie pH ≠ 7.

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 rolnictwo 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 substancje DH 0 cr > 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

Niezwykle ważną rolę w procesach biologicznych odgrywa woda, która jest niezbędnym składnikiem (od 58 do 97%) wszystkich komórek i tkanek ludzi, zwierząt, roślin i pierwotniaków. jest środa w w których zachodzą różne procesy biochemiczne.

Woda ma dobrą zdolność rozpuszczania i powoduje dysocjację elektrolityczną wielu rozpuszczonych w niej substancji.

Proces dysocjacji wody według teorii Bronsteda przebiega według równania:

H 2 0+H 2 0 N 3 O + + OH - ; ΔН dis = +56,5 kJ/mol

Tych. jedna cząsteczka wody poddaje się, a druga przyłącza proton, następuje autojonizacja wody:

H 2 0 N + + OH - - reakcja deprotonacji

H 2 0 + H + H 3 O + - reakcja protonacyjna

Stała dysocjacji wody o temperaturze 298°K, wyznaczona metodą przewodności elektrycznej, wynosi:

a(H +) - aktywność jonów H + (dla zwięzłości zamiast H3O + napisz H +);

a (OH -) - aktywność jonów OH -;

a (H 2 0) - aktywność wody;

Stopień dysocjacji wody jest bardzo mały, więc aktywność jonów wodorowych i wodorotlenowych w czystej wodzie jest prawie równa ich stężeniom. Stężenie wody jest stałe i wynosi 55,6 mola.

(1000g: 18g/mol = 55,6mol)

Podstawiając tę ​​wartość do wyrażenia na stałą dysocjacji Kd (H 2 0) i zamiast aktywności jonów wodorowych i wodorotlenowych ich stężeń otrzymujemy nowe wyrażenie:

K (H 2 0) \u003d C (H +) × C (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 w 298 K,

Dokładniej, K (H 2 0) \u003d a (H +) × a (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 l 2 -

K(H 2 0) nazywa się produkt jonowy wody lub stała autojonizacji.

W czystej wodzie lub dowolnym roztworze wodnym o stałej temperaturze iloczyn stężeń (aktywności) jonów wodorowych i wodorotlenowych ma stałą wartość, zwaną produktem jonowym wody.

Stała K(H 2 0) zależy od temperatury. Kiedy temperatura rośnie, wzrasta, ponieważ. proces dysocjacji wody jest endotermiczny. W czystej wodzie lub roztworach wodnych różnych substancji o temperaturze 298K aktywność (stężenie) jonów wodorowych i wodorotlenowych będzie wynosić:

a (H +) \u003d a (OH -) \u003d K (H 2 0) \u003d 10 -14 \u003d 10 -7 mol / l.

W roztworach kwaśnych lub zasadowych stężenia te nie będą już sobie równe, ale będą się zmieniać w sposób sprzężony: wraz ze wzrostem jednego z nich drugi odpowiednio się zmniejszy i odwrotnie, na przykład

a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, ich produkt wynosi zawsze 10 -14

Wskaźnik wodoru

Jakościowo reakcję ośrodka wyraża się aktywnością jonów wodorowych. W praktyce nie posługują się tą wartością, ale wskaźnikiem wodoru pH - wartością liczbowo równą ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu aktywności (stężenia) jonów wodorowych, wyrażonej w mol/l.

pH= -lga(H + ),

oraz dla roztworów rozcieńczonych

pH= -lgC(H + ).

Dla czystej wody i mediów neutralnych przy 298K pH=7; do kwaśnych roztworów pH<7, а для щелочных рН>7.

Reakcję ośrodka można również scharakteryzować za pomocą indeksu hydroksylowego:

RON= -lga(Oh - )

lub około

RON= -IgWSPÓŁH - ).

Odpowiednio w środowisku neutralnym рОН=рН=7; w środowisku kwaśnym pOH>7, a zasadowym pOH<7.

Jeśli weźmiemy ujemny logarytm dziesiętny z wyrażenia na iloczyn jonowy wody, otrzymamy:

pH + pOH=14.

Dlatego pH i pOH są również wielkościami sprzężonymi. Ich suma dla rozcieńczonych roztworów wodnych wynosi zawsze 14. Znając pH, łatwo obliczyć pOH:

pH=14 – ОНОН

i wzajemnie:

ROh= 14 - pH.

W roztworach rozróżnia się kwasowość aktywną, potencjalną (rezerwową) i całkowitą.

Aktywna kwasowość mierzona aktywnością (stężeniem) jonów wodorowych w roztworze i określa pH roztworu. W roztworach mocnych kwasów i zasad pH zależy od stężenia kwasu lub zasady oraz aktywności jonów H + i on - można obliczyć za pomocą wzorów:

a(H + )= każdy C(l/z kwas) x a; pH \u003d - lg a (H + )

a(OH - )=C(l/z zasada)xα każdy; pH \u003d - lg a (OH - )

pH= - lgC(l/z kwas) – dla bardzo rozcieńczonych roztworów mocnych kwasów

РОН= - lgC(l/z base) - dla skrajnie rozcieńczonych roztworów zasad

Potencjalna kwasowość mierzona liczbą jonów wodorowych związanych w cząsteczkach kwasu, tj. reprezentuje „rezerwę” niezdysocjowanych cząsteczek kwasu.

Ogólna kwasowość- suma kwasowości czynnej i potencjalnej, która jest określana na podstawie stężenia analitycznego kwasu i jest ustalana przez miareczkowanie

Jedną z niesamowitych właściwości żywych organizmów jest kwasowo-zasadowy

homeostaza - stałość pH płynów biologicznych, tkanek i organizmów. W tabeli 1 przedstawiono wartości pH niektórych obiektów biologicznych.

Tabela 1

Z danych w tabeli widać, że pH różnych płynów w ludzkim ciele zmienia się w dość szerokim zakresie w zależności od lokalizacji. KREW, podobnie jak inne płyny biologiczne ma tendencję do utrzymywania stałej wartości pH, którego wartości przedstawiono w tabeli 2

Tabela 2

Zmiana pH od podanych wartości tylko o 0,3 w kierunku wzrostu lub spadku prowadzi do zmiany wymiany procesów enzymatycznych, co powoduje u człowieka poważną chorobę. Zmiana pH o zaledwie 0,4 jest już nie do pogodzenia z życiem. Naukowcy odkryli, że w regulację równowagi kwasowo-zasadowej biorą udział następujące układy buforowe krwi: hemoglobina, wodorowęglan, białko i fosforan. Udział poszczególnych systemów w pojemności buforowej przedstawia tabela 3.

Tabela 3

Wszystkie układy buforowe organizmu są takie same zgodnie z mechanizmem działania, ponieważ składają się ze słabego kwasu: węglowego, dihydrofosforowego (jon dihydrofosforanowy), białka, hemoglobiny (oksohemoglobina) oraz soli tych kwasów, głównie sodu, o właściwościach słabych zasad. Ale ponieważ system wodorowęglanów w organizmie nie ma sobie równych pod względem szybkości reakcji, rozważymy możliwość utrzymania stałości środowiska w ciele za pomocą tego systemu.

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 elektrolitycznej dysocjacji wody jest możliwy dzięki dość dużej polarności wiązań O-H oraz obecności systemu wiązań wodorowych pomiędzy 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.

Czysta woda, choć słaba (w porównaniu z roztworami elektrolitów), może przewodzić prąd. Wynika to ze zdolności cząsteczki wody do rozpadu (dysocjacji) na dwa jony, które w czystej wodzie są przewodnikami prądu elektrycznego (dysocjacja poniżej oznacza dysocjację elektrolityczną - rozpad na jony):

Indeks wodorowy (pH) to wartość charakteryzująca aktywność lub stężenie jonów wodorowych w roztworach. Indeks wodoru oznaczany jest przez pH. Wskaźnik wodorowy jest liczbowo równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu aktywności lub stężenia jonów wodorowych, wyrażonemu w molach na litr: pH=-lg[ H+ ] Jeżeli [ H+ ]>10-7 mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - środowisko alkaliczne; pH>7. Hydroliza solna- jest to chemiczne oddziaływanie jonów soli z jonami wody, prowadzące do powstania słabego elektrolitu. jeden). Hydroliza nie jest możliwa Sól utworzona przez mocną zasadę i mocny kwas ( KBr, NaCl, NaNO3), nie ulegnie hydrolizie, ponieważ w tym przypadku nie powstaje słaby elektrolit, pH takich roztworów = 7. Odczyn środowiska pozostaje obojętny. 2). Hydroliza na kationie (tylko kation reaguje z wodą). W soli utworzonej przez słabą zasadę i mocny kwas

(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)

kation ulega hydrolizie:

FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + Н+

W wyniku hydrolizy powstaje słaby elektrolit, jon H + i inne jony. pH roztworu< 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)

ulega hydrolizie przez anion, w wyniku czego powstaje słaby elektrolit, jon wodorotlenkowy OH- i inne jony.

K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>HSiO3- + 2K+ + OH-

pH takich roztworów wynosi > 7 (roztwór ulega odczynowi alkalicznemu).4). Hydroliza stawów (zarówno kation, jak i anion reagują z wodą). Sól powstała ze słabej zasady i słabego kwasu

(CO 3COONH 4, (NH4) 2CO 3, Al2S3),

hydrolizuje zarówno kation, jak i anion. W rezultacie powstaje słabo dysocjująca zasada i kwas. pH roztworów takich soli zależy od względnej mocy kwasu i zasady. Miarą mocy kwasu i zasady jest stała dysocjacji odpowiedniego odczynnika. Odczyn środowiska tych roztworów może być obojętny, lekko kwaśny lub lekko zasadowy:

Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^

Hydroliza jest procesem odwracalnym. Hydroliza przebiega nieodwracalnie, jeśli w wyniku reakcji powstaje nierozpuszczalna zasada i (lub) lotny kwas