Disocierea curentului și tensiunii apei. Disocierea electrolitică a apei. Constanta de disociere a apei. Produs ionic al apei. Norii de electroni de orbitali cu valori diferite ale lui l au configurații diferite, iar cei cu același l au o configurație similară.

Un caz special de disociere (procesul de dezintegrare a particulelor mai mari ale unei substanțe - molecule de ioni sau radicali - în particule mai mici) este disocierea electrolitică, în care molecule neutre ale unei substanțe numite electrolit în soluție (ca urmare a expunerii la polar). molecule de solvent) se descompun în particule încărcate: cationi și anioni. Aceasta explică capacitatea de a conduce curentul.

Se obișnuiește să se împartă toți electroliții în două grupe: slabi și puternici. Apa aparține electroliților slabi, disocierea apei se caracterizează printr-o cantitate mică de molecule disociate, deoarece acestea sunt destul de stabile și practic nu se descompun în ioni. Apa pură (fără impurități) conduce slab electricitatea. Acest lucru se datorează naturii chimice a moleculei în sine, atunci când atomii de hidrogen polarizați pozitiv sunt încorporați în învelișul de electroni a unui atom de oxigen relativ mic, care este polarizat negativ.

Rezistența și slăbiciunea electroliților este caracterizată (notat cu α, adesea această valoare este exprimată în% de la 0 la 100 sau în fracțiuni de unitate de la 0 la 1) - capacitatea de a se descompune în ioni, adică raportul dintre numărul de particule degradate la numărul de particule înainte de dezintegrare. Substanțe precum acizii, sărurile și bazele se descompun complet în ioni sub acțiunea celor polari. Disocierea apei este însoțită de dezintegrarea moleculelor de H2O în protonul H+ și gruparea hidroxil OH-. Dacă reprezentăm ecuația de disociere a electroliților sub forma: M=K++A-, atunci disocierea apei poate fi exprimată prin ecuația: H2O↔H++OH-, iar ecuația prin care gradul de disociere a apei este calculată poate fi reprezentată în două forme (prin concentrația de protoni formați sau concentrația de grupări hidroxil formate): α=[H+]/[H2O] sau α=[OH-]/[H2O]. Deoarece valoarea lui α este afectată nu numai natura chimica substanță, dar și concentrația soluției sau temperatura acesteia, atunci se obișnuiește să se vorbească despre gradul aparent (imaginar) de disociere.

Tendința moleculelor slabe de electrolit, inclusiv apa, de a se descompune în ioni este caracterizată în mare măsură de constanta de disociere (un caz special al constantei de echilibru), care este denumită în mod obișnuit Kd. Pentru a calcula această valoare se aplică legea acțiunii masei, care stabilește raportul dintre masele substanțelor obținute și cele inițiale. Disocierea electrolitică apa este dezintegrarea moleculelor originale de apă în protoni de hidrogen și o grupare hidroxil, prin urmare este exprimată prin ecuația: Kd \u003d [H +] . [OH-]/[H2O]. Această valoare pentru apă este constantă și depinde doar de temperatură, la o temperatură egală cu 25 ° C, Kd = 1,86,10-16.

Cunoscând masa molară a apei (18 grame/mol), precum și neglijând concentrația moleculelor disociate și luând masa a 1 dm3 de apă ca 1000 g, putem calcula concentrația moleculelor nedisociate în 1 dm3 de apă: Н2О]=1000/18,0153=55,51 mol/dm3. Apoi, din ecuația constantei de disociere, se poate găsi produsul concentrațiilor de protoni și grupări hidroxil: [H+].[OH-]=1,86,10-16,55,51=1,10-14. La extragere rădăcină pătrată din valoarea obţinută se obţine concentraţia de protoni (ioni de hidrogen), care determină aciditatea soluţiei şi este egală cu concentraţia grupelor hidroxil: [H+]=[OH-]=1,10-7.

Dar în natură, apa de o asemenea puritate nu există din cauza prezenței gazelor dizolvate în ea sau a poluării apei cu alte substanțe (de fapt, apa este o soluție de diverși electroliți), prin urmare, la 25 ° C, concentrația de hidrogen protoni sau concentrația grupărilor hidroxil diferă de 1,10-7. Adică, aciditatea apei se datorează curgerii nu numai a unui proces precum disocierea apei. este logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidrogen (pH), este introdus pentru a estima aciditatea sau alcalinitatea apei și solutii apoase, deoarece numerele cu puteri negative greu de folosit. Pentru apa pură, pH = 7, dar deoarece nu există apă pură în natură, iar disocierea apei are loc odată cu descompunerea altor electroliți dizolvați, valoarea pH-ului poate fi mai mică sau mai mare de 7, adică pentru apă, practic, pH ≠ 7.

O caracteristică importantă a apei lichide este capacitatea sa de a se disocia spontan în funcție de reacție:

H2O (l) "H + (aq) + OH - (aq)

Acest proces se mai numește și autoionizare sau autoprotoliză. Protonii H + și anionii OH rezultați sunt înconjurați de un anumit număr de molecule de apă polară, adică. hidratat: H + xnH20; OH - ×mH 2 O. Hidratarea primară poate fi reprezentată printr-un număr de complexe acvatice: H 3 O + ; H502+; H7O3+; H 9 O 4 + , printre care predomină ionii H 9 O 4 + (H + ×4H 2 O). Durata de viață a tuturor acestor ioni în apă este foarte scurtă, deoarece protonii migrează în mod constant departe de aceleași molecule

apă altora. De obicei, pentru simplitate, în ecuații este folosit doar cationul din compoziția H 3 O + (H + ×H 2 O), numit ion hidroniu.

Procesul de disociere a apei, ținând cont de hidratarea protonului și de formarea ionului hidroxoniu, se poate scrie: 2H 2 O « H 3 O + + OH -

Apa este un electrolit slab, al cărui grad de disociere este

Deoarece à C este egal cu (H 2 O) „C ref (H 2 O) sau [H 2 O] este egal cu ≈ [H 2 O] ref

este numărul de moli într-un litru de apă. C ref (H2O) într-o soluție diluată rămâne constantă. Această împrejurare ne permite să includem C egal (H 2 O) în constanta de echilibru.

Astfel, produsul a două constante dă o nouă constantă, care se numește produs ionic al apei. La o temperatură de 298 K.

¾- Constanța produsului ionic al apei înseamnă că în orice soluție apoasă: acidă, neutră sau alcalină - există întotdeauna ambele tipuri de ioni (H + și OH -)

¾- În apa pură, concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxid sunt egale și în condiții normale sunt:

K w 1/2 \u003d 10 -7 mol / l.

¾- Când se adaugă acizi, concentrația de [H + ] crește, adică. echilibrul se deplasează spre stânga, iar concentrația de [OH - ] scade, dar K w rămâne egal cu 10 -14.

În mediu acid > 10 -7 mol/l, și< 10 -7 моль/л

Într-un mediu alcalin< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l

În practică, pentru comoditate, folosim valoarea pH-ului (pH)și indicele hidroxil (pOH) al mediului.

Acesta este logaritmul zecimal al concentrațiilor (activităților), respectiv, a ionilor de hidrogen sau a ionilor de hidroxid în soluție luate cu semnul opus: pH = - lg, pOH = - lg

În soluții apoase, pH + pOH = 14.

Tabelul numărul 14.

Kw depinde de temperatură (deoarece disocierea apei este un proces endotermic)

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

Măsurarea pH-ului este utilizată pe scară largă. În biologie și medicină, valoarea pH-ului fluidelor biologice este utilizată pentru a determina patologii. De exemplu, pH-ul seric normal este 7,4±0,05; saliva - 6,35..6,85; suc gastric - 0,9..1,1; lacrimi - 7,4±0,1. LA agricultură pH-ul caracterizează aciditatea solurilor, starea ecologică a apelor naturale etc.

Indicatorii acido-bazici sunt compuși chimici care își schimbă culoarea în funcție de pH-ul mediului în care se găsesc. Probabil că ați acordat atenție modului în care culoarea ceaiului se schimbă atunci când puneți lămâie în el - acesta este un exemplu de acțiune a unui indicator acido-bazic.

Indicatorii sunt de obicei acizi sau baze organice slabe și pot exista în soluție în două forme tautomerice:

HInd « H + + Ind - , unde HInd este forma acidă (aceasta este forma care predomină în soluțiile acide); Ind este forma principală (predominantă în soluțiile alcaline).

Comportamentul indicatorului este similar cu comportamentul unui electrolit slab în prezența unuia mai puternic cu același ion. Cu cât echilibrul se deplasează mai în consecință către existența formei acide HInd și invers (principiul lui Le Chatelier).

Experiența arată clar posibilitatea utilizării unor indicatori:

Tabelul nr. 15

Dispozitive speciale - pH-metre vă permit să măsurați pH-ul cu o precizie de 0,01 în intervalul de la 0 la 14. Definiția se bazează pe măsurarea EMF-ului unei celule galvanice, unul dintre electrozii căruia este, de exemplu, sticla.

Cea mai precisă concentrație de ioni de hidrogen poate fi determinată prin titrare acido-bazică. Titrarea este procesul de adăugare treptată a unor mici porțiuni dintr-o soluție de o concentrație cunoscută (titrant) la soluția de titrat, a cărei concentrație dorim să o determinăm.

soluții tampon- Acestea sunt sisteme al căror pH se modifică relativ puțin atunci când sunt diluate sau adăugate la ele cu cantități mici de acizi sau alcalii. Cel mai adesea sunt soluții care conțin:

a) a) Acid slab și sarea acestuia (CH 3 COOH + CH 3 COOHa) - tampon acetat

c) Baza slaba si sarea acesteia (NH 4 OH + NH 4 Cl) - tampon amoniu-amoniu

c) Două săruri acide cu K d diferit (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - tampon fosfat

Să luăm în considerare mecanismul de reglementare al soluțiilor tampon folosind o soluție tampon de acetat ca exemplu.

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1) dacă adăugați o cantitate mică de alcali la amestecul tampon:

CH3COOH + NaOH" CH3COONa + H2O,

NaOH este neutralizat cu acid acetic pentru a forma un electrolit mai slab H2O. Un exces de acetat de sodiu deplasează echilibrul către acidul rezultat.

2. 2) dacă adăugați o cantitate mică de acid:

CH3COONa + HCl « CH3COOH + NaCl

Cationii de hidrogen H + leagă ionii CH3COO -

Să aflăm concentrația ionilor de hidrogen în soluția tampon de acetat:

Concentrația de echilibru a acidului acetic rană C ref, la (deoarece electrolit slab) și [СH 3 COO - ] = sare C (deoarece sarea este un electrolit puternic), atunci . Ecuația Henderson-Hasselbach:

Astfel, pH-ul sistemelor tampon este determinat de raportul dintre concentrațiile de sare și acid. Când este diluat, acest raport nu se modifică și pH-ul tamponului nu se modifică atunci când este diluat; acest lucru distinge sistemele tampon de o soluție de electrolit pur, pentru care legea diluției Ostwald este valabilă.

Există două caracteristici ale sistemelor tampon:

1.forță tampon. Valoare absolută forța tampon depinde de

concentrația totală a componentelor sistemului tampon, de ex. cu cât este mai mare concentrația sistemului tampon, cu atât este necesar mai mult alcalin (acid) pentru aceeași modificare a pH-ului.

2.Rezervor tampon (B). Capacitatea tamponului este limita la care are loc acțiunea de tamponare. Amestecul tampon menține pH-ul constant numai dacă cantitatea de acid tare sau bază adăugată în soluție nu depășește o anumită valoare limită - B. Capacitatea tampon este determinată de numărul de g/echivalent dintr-un acid (bază) tare care trebuie adăugat la un litru de amestec tampon pentru a modifica valoarea pH-ului pe unitate, adică . Concluzie: Proprietățile sistemelor tampon:

1. 1. putin dependent de diluare.

2. 2. Adăugarea de acizi (baze) puternice face o diferență mică în capacitatea de tampon a lui B.

3. 3. Capacitatea tamponului depinde de puterea tamponului (de concentrația componentelor).

4. 4. Tamponul prezintă efectul maxim atunci când acidul și sarea sunt prezente în soluție în cantități echivalente:

Cu sare \u003d C pentru tine; = K d, k; pH \u003d pK d, k (pH este determinat de valoarea lui K d).

Hidroliza este interacțiunea chimică a apei cu sărurile.. Hidroliza sărurilor se reduce la procesul de transfer de protoni. Ca urmare a curgerii sale, apare un anumit exces de ioni de hidrogen sau hidroxil, conferind proprietati acide sau alcaline solutiei. Astfel, hidroliza este inversul procesului de neutralizare.

Hidroliza sării include 2 etape:

a) Disocierea electrolitică a sării cu formarea de ioni hidratați:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O

acceptor - cationi cu orbitali vacante)

Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (legătură de hidrogen)

c) Hidroliza anionică. Cl - + HOH à HCl + OH -

c) Hidroliza la cation. K + + HOH la KOH +

Toate sărurile formate cu participarea celor slabi

electroliți:

1. Sare formată dintr-un anion de acizi slabi și un cation de baze tari

CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + NaOH

CH3COO - + HOH "CH3COOH + OH-, pH> 7

Anionii acizilor slabi îndeplinesc funcția bazelor în raport cu apa - un donor de protoni, ceea ce duce la creșterea concentrației de OH - , adică. alcalinizarea mediului.

Adâncimea hidrolizei este determinată de: gradul de hidroliză a g:

este concentrația de sare hidrolizată

este concentrația sării inițiale

a g este mic, de exemplu, pentru o soluție de 0,1 mol de CH 3 COONa la 298 K, este 10 -4.

În timpul hidrolizei, se stabilește un echilibru în sistem, caracterizat prin К р

Prin urmare, cu cât constanta de disociere este mai mică, cu atât constanta de hidroliză este mai mare. Gradul de hidroliză cu constanta de hidroliză este legat de ecuația:

Odată cu creșterea diluției, de ex. scăderea C 0 , gradul de hidroliză creşte.

2. 2. Sarea formată prin cationul bazelor slabe și anionul acizilor tari

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7

Echilibrul protolitic este deplasat spre stânga, cationul de bază slab NH 4 + îndeplinește funcția de acid în raport cu apa, ceea ce duce la acidificarea mediului. Constanta de hidroliză este determinată de ecuația:

Concentrația de echilibru a ionilor de hidrogen poate fi calculată: [H + ] este egal cu = a g × C 0 (concentrația inițială de sare), unde

Aciditatea mediului depinde de concentrația inițială a sărurilor de acest tip.

3. 3. Sare formată dintr-un anion de acizi slabi și un cation de baze slabe. Hidrolizează atât cationul, cât și anionul

NH4CN + HOH à NH4OH + HCN

Pentru a determina pH-ul mediului de soluție, se compară K D, k și K D, bazic

K D,k > K D, mediu de bază ușor acid

K D, k< К Д,осн à среда слабо щелочная

K D,k \u003d K D, bază à mediu neutru

În consecință, gradul de hidroliză al acestui tip de sare nu depinde de concentrația lor în soluție.

deoarece şi [OH-] sunt determinate de KD, k şi KD, bază, apoi

pH-ul soluției este, de asemenea, independent de concentrațiile de sare din soluție.

Sărurile formate dintr-un anion cu încărcare multiplă și un cation cu încărcare unică (sulfuri de amoniu, carbonați, fosfați) sunt aproape complet hidrolizate în prima etapă, adică. sunt în soluție sub formă de amestec dintr-o bază slabă NH 4 OH și sarea acesteia NH 4 HS, adică. sub formă de tampon de amoniu.

Pentru sărurile formate dintr-un cation cu încărcare multiplă și un anion încărcat unic (acetați, formiați de Al, Mg, Fe, Cu), hidroliza este îmbunătățită la încălzire și duce la formarea sărurilor bazice.

Hidroliza nitraților, hipocloriților, hipobromiților Al, Mg, Fe, Cu se desfășoară complet și ireversibil, adică. sărurile nu sunt izolate din soluții.

Săruri: ZnS, AlPO 4 , FeCO 3 și altele sunt puțin solubile în apă, cu toate acestea, unii dintre ionii lor iau parte la procesul de hidroliză, ceea ce duce la o anumită creștere a solubilității lor.

Sulfurile de crom și aluminiu se hidrolizează complet și ireversibil cu formarea hidroxizilor corespunzători.

4. 4. Sărurile formate prin anionul acizilor tari și al bazelor tari nu suferă hidroliză.

Cel mai adesea, hidroliza este un fenomen dăunător care provoacă diverse complicații. Deci în sinteză substante anorganice din soluțiile apoase din substanța rezultată apar impurități - produse ale hidrolizei sale. Unii compuși nu pot fi deloc sintetizați din cauza hidrolizei ireversibile.

- dacă hidroliza are loc de-a lungul anionului, atunci la soluție se adaugă un exces de alcali

- dacă hidroliza are loc prin cation, atunci în soluție se adaugă un exces de acid

Deci, prima teorie calitativă a soluțiilor de electroliți a fost exprimată de Arrhenius (1883 - 1887). Conform acestei teorii:

1. 1. Moleculele de electroliți se disociază în ioni opuși

2. 2. Între procesele de disociere şi recombinare se stabileşte un echilibru dinamic, care se caracterizează prin K D. Acest echilibru respectă legea acţiunii maselor. Fracția de molecule dezintegrate se caracterizează prin gradul de disociere a. Legea lui Ostwald se leagă de D și a.

3. 3. O soluție de electrolit (după Arrhenius) este un amestec de molecule de electroliți, ionii săi și moleculele de solvent, între care nu există interacțiune.

Concluzie: teoria Arrhenius a făcut posibilă explicarea multor proprietăți ale soluțiilor de electroliți slabi la concentrații scăzute.

Cu toate acestea, teoria Arrhenius era doar de natură fizică, adică. nu a luat în considerare următoarele întrebări:

De ce substanțele se descompun în ioni în soluție?

Ce se întâmplă cu ionii din soluții?

Dezvoltare în continuare teoria lui Arrhenius primită în lucrările lui Ostwald, Pisarzhevsky, Kablukov, Nernst etc. De exemplu, importanța hidratării a fost subliniată pentru prima dată de Kablukov (1891), inițiind dezvoltarea teoriei electroliților în direcția indicată de Mendeleev (adică el a fost primul care a reușit să combine teoria solvatului lui Mendeleev cu teoria fizică a lui). Arrhenius). Solvația este procesul de interacțiune a electroliților

molecule de solvent pentru a forma compuși complecși ai solvaților. Dacă solventul este apă, atunci procesul de interacțiune a electrolitului cu moleculele de apă se numește hidratare, iar complexele acvatice se numesc hidrați cristalini.

Luați în considerare un exemplu de disociere a electroliților în stare cristalină. Acest proces poate fi prezentat în două etape:

1. 1.distrugere rețea cristalină substanțe DH 0 cr > 0, procesul de formare a moleculelor (endotermic)

2. 2. formarea moleculelor solvatate, DH 0 solv< 0, процесс экзотермический

Căldura de dizolvare rezultată este egală cu suma căldurilor celor două trepte DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv și poate fi atât negativă, cât și pozitivă. De exemplu, energia rețelei cristaline KCl = 170 kcal/mol.

Căldura de hidratare a ionilor K + = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, iar energia rezultată este de 165 kcal/mol.

Căldura de hidratare acoperă parțial energia necesară pentru eliberarea ionilor din cristal. Restul de 170 - 165 = 5 kcal/mol poate fi acoperit datorită energiei mișcării termice, iar dizolvarea este însoțită de absorbția căldurii din mediu inconjurator. Hidrații sau solvații facilitează procesul de disociere endotermă, făcând recombinarea mai dificilă.

Și iată o situație în care doar una dintre cele două etape numite este prezentă:

1. dizolvarea gazelor - nu există o primă etapă de distrugere a rețelei cristaline, solvația exotermă rămâne, prin urmare, dizolvarea gazelor, de regulă, este exotermă.

2. la dizolvarea hidraților cristalini, nu există o etapă de solvatare, rămâne doar distrugerea endotermă a rețelei cristaline. De exemplu, o soluție de hidrat cristalin: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

Soluție DH = DH cr = + 11,7 kJ/mol

Soluție de sare anhidră: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

Soluție DH = DH solv + DH cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol

Un rol extrem de important în procesele biologice îl joacă apa, care este o componentă esențială (de la 58 la 97%) a tuturor celulelor și țesuturilor oamenilor, animalelor, plantelor și protozoarelor. este miercuri in care au loc o varietate de procese biochimice.

Apa are o bună putere de dizolvare și provoacă disocierea electrolitică a multor substanțe dizolvate în ea.

Procesul de disociere a apei conform teoriei lui Bronsted decurge conform ecuației:

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

Acestea. o moleculă de apă renunță, iar cealaltă atașează un proton, are loc autoionizarea apei:

H 2 0 N + + OH - - reacția de deprotonare

H 2 0 + H + H 3 O + - reacția de protonare

Constanta de disociere a apei la 298°K, determinată prin metoda conductibilității electrice, este:

a(H +) - activitatea ionilor H + (pentru concizie, în loc de H3O + scrieți H +);

a (OH -) - activitatea ionilor OH -;

a (H 2 0) - activitatea apei;

Gradul de disociere al apei este foarte mic, astfel încât activitatea ionilor de hidrogen - și hidroxid - în apa pură este aproape egală cu concentrațiile acestora. Concentrația apei este constantă și egală cu 55,6 mol.

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

Înlocuind această valoare în expresia constantei de disociere Kd (H 2 0), și în locul activităților ionilor de hidrogen - și hidroxid - concentrațiile acestora, se obține o nouă expresie:

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

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

K(H 2 0) se numește produs ionic al apei sau constanta de autoionizare.

În apă pură sau în orice soluție apoasă la o temperatură constantă, produsul concentrațiilor (activităților) ionilor de hidrogen - și hidroxid - este o valoare constantă, numită produsul ionic al apei.

Constanta K(H 2 0) depinde de temperatură. Când temperatura crește, crește, pentru că. procesul de disociere a apei este endotermic. În apă pură sau soluții apoase de diferite substanțe la 298K, activitatea (concentrația) ionilor de hidrogen și hidroxid va fi:

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

În soluțiile acide sau alcaline, aceste concentrații nu vor mai fi egale între ele, dar se vor schimba conjugat: cu o creștere a uneia dintre ele, cealaltă va scădea în mod corespunzător și invers, de exemplu,

a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, produsul lor este întotdeauna 10 -14

Indicator de hidrogen

Calitativ, reacția mediului este exprimată în termeni de activitate a ionilor de hidrogen. În practică, nu folosesc această valoare, ci indicatorul de hidrogen pH - o valoare egală numeric cu logaritmul zecimal negativ al activității (concentrației) ionilor de hidrogen, exprimat în mol / l.

pH= -lga(H + ),

și pentru soluții diluate

pH= -lgC(H + ).

Pentru apă pură și medii neutre la 298K pH=7; pentru soluții cu pH acid<7, а для щелочных рН>7.

Reacția mediului poate fi caracterizată și prin indicele hidroxil:

RON= -lga(Oh - )

sau aproximativ

RON= -IGC(OH - ).

În consecință, într-un mediu neutru рОН=рН=7; în mediu acid, pOH> 7, iar în mediu alcalin, pOH<7.

Dacă luăm logaritmul zecimal negativ al expresiei pentru produsul ionic al apei, obținem:

pH + pOH=14.

Prin urmare, pH-ul și pOH sunt, de asemenea, cantități conjugate. Suma lor pentru soluțiile apoase diluate este întotdeauna 14. Cunoscând pH-ul, este ușor de calculat pOH:

pH=14 – рОН

si invers:

ROh= 14 - pH.

În soluții se disting aciditatea activă, potențială (rezervă) și totală.

Aciditate activă măsurată prin activitatea (concentrația) ionilor de hidrogen în soluție și determină pH-ul soluției. În soluțiile de acizi și baze puternice, pH-ul depinde de concentrația acidului sau a bazei și de activitatea ionilor de H + si el - poate fi calculat folosind formulele:

Ah + )= C(l/z acid)×α fiecare; pH \u003d - lg a (H + )

a(OH - )=C(l/z bază)×α fiecare; pH \u003d - lg a (OH - )

pH= - lgC(l/z acid) – pentru soluții extrem de diluate de acizi tari

РОН= - lgC(l/z baz) - pentru soluții extrem de diluate de baze

Aciditate potențială măsurată prin numărul de ioni de hidrogen legați în molecule de acid, adică reprezintă o „rezervă” de molecule acide nedisociate.

Aciditate generală- suma acidității active și potențiale, care este determinată de concentrația analitică a acidului și se stabilește prin titrare

Una dintre proprietățile uimitoare ale organismelor vii este bază acidă

homeostazia - constanța pH-ului fluidelor biologice, țesuturilor și organismelor. Tabelul 1 prezintă valorile pH-ului unor obiecte biologice.

tabelul 1

Din datele din tabel se poate observa că pH-ul diferitelor fluide din corpul uman variază într-un interval destul de larg în funcție de locație. SÂNGE, ca și alte fluide biologice, tinde să mențină o valoare constantă a valorii pH-ului, ale cărei valori sunt prezentate în tabelul 2

masa 2

O modificare a pH-ului de la valorile indicate cu doar 0,3 spre o creștere sau scădere duce la o modificare a schimbului de procese enzimatice, ceea ce provoacă o boală gravă la o persoană. O modificare a pH-ului de numai 0,4 este deja incompatibilă cu viața. Cercetătorii au descoperit că următoarele sisteme tampon de sânge sunt implicate în reglarea echilibrului acido-bazic: hemoglobina, bicarbonatul, proteinele și fosfatul. Ponderea fiecărui sistem în capacitatea tampon este prezentată în Tabelul 3.

Tabelul 3

Toate sistemele tampon ale corpului sunt aceleași în funcție de mecanismul de acțiune, deoarece ele constau dintr-un acid slab: carbonic, dihidrofosforic (ion dihidrofosfat), proteine, hemoglobina (oxohemoglobina) si saruri ale acestor acizi, in principal de sodiu, cu proprietati de baze slabe. Dar din moment ce sistemul de bicarbonat din organism nu are egal în ceea ce privește viteza de răspuns, vom lua în considerare capacitatea de a menține o constanță a mediului în organism cu ajutorul acestui sistem.

Apa pură din punct de vedere chimic are, deși neglijabilă, dar măsurabilă conductivitate electrică, deoarece apa se disociază în ioni într-o mică măsură. Deci, la temperatura camerei, doar aproximativ una din 10 8 molecule de apă este într-o formă disociată. Procesul de disociere electrolitică a apei este posibil datorită polarității destul de ridicate a legăturilor O-H și a prezenței unui sistem de legături de hidrogen între moleculele de apă. Ecuația de disociere a apei se scrie după cum urmează:

2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,

unde H 3 O + este cationul hidrogen hidroniu.

Ecuația de disociere a apei poate fi scrisă într-o formă mai simplă:

H2O ↔ H + + OH -.

Prezența ionilor de hidrogen și hidroxid în apă îi conferă proprietățile specifice amfolitului, adică. capacitatea de a îndeplini funcțiile unui acid slab și unei baze slabe. Constanta de disociere a apei la o temperatură de 22 0 С:

unde și sunt concentrațiile de echilibru în g-ion/l, respectiv, ale cationilor de hidrogen și hidroxoanionilor și este concentrația de echilibru a apei în mol/l. Având în vedere că gradul de disociere al apei este extrem de mic, concentrația de echilibru a moleculelor de apă nedisociate poate fi echivalată cu cantitatea totală de apă dintr-un litru de apă:

Acum expresia (1) poate fi scrisă sub următoarea formă:

deci = (1,8 10 -16) 55,56 = 10 -14 g-ion 2 / l 2.

Produsul concentrațiilor ionilor de hidrogen și ionilor hidroxo este o constantă nu numai pentru apă, ci și pentru soluțiile apoase de săruri, acizi și alcalii. Această valoare este numită produs ionic al apei sau constantă de apă. Prin urmare: K H2O \u003d \u003d 10 -14 g-ion 2 / l 2.

Pentru medii neutre = = 10 -7 g-ion/l. În medii acide > , și în medii alcaline< . 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. Indicator de hidrogen - pH

Pentru a caracteriza cantitativ reacția unui mediu, de obicei nu este dată concentrația ionilor de hidrogen, ci un indicator condiționat, notat cu pH și numit indicele de hidrogen. Este logaritmul zecimal negativ al concentrației de cationi de hidrogen pH \u003d - lg.

Pentru un mediu neutru pH = -lg 10 -7 = 7;

pentru acid - pH< 7;

pentru alcalin - pH > 7.

Notiunea indicele hidroxil pOH = - lg [OH -].

pH + pOH = 14.

Determinarea pH-ului este de mare importanță în inginerie și, în special, în domeniul construcțiilor. De obicei, pH-ul este măsurat folosind indicatori- substante care isi pot schimba culoarea in functie de concentratia ionilor de hidrogen. Indicatorii sunt acizi și baze slabe, ale căror molecule și ioni sunt colorate în diferite culori (Tabelul 1).

tabelul 1

Cu toate acestea, indicatorii nu definiție precisă Valorile pH-ului, prin urmare măsurătorile moderne ale pH-ului se fac folosind metode electrochimice, a căror precizie este de ± 0,01 unități pH.

Apa pură, deși săracă (în comparație cu soluțiile de electroliți), poate conduce electricitatea. Acest lucru se datorează capacității unei molecule de apă de a se dezintegra (disocia) în doi ioni, care sunt conductorii curentului electric în apa pură (disocierea de mai jos înseamnă disociere electrolitică - dezintegrare în ioni):

Indicele de hidrogen (pH) este o valoare care caracterizează activitatea sau concentrația ionilor de hidrogen în soluții. Indicele de hidrogen este notat cu pH. Indicele de hidrogen este numeric egal cu logaritmul zecimal negativ al activității sau concentrației ionilor de hidrogen, exprimat în moli pe litru: pH=-lg[ H+ ] Dacă [ H+ ]>10-7 mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - mediu alcalin; pH>7. Hidroliza sării- aceasta este interacțiunea chimică a ionilor de sare cu ionii de apă, ceea ce duce la formarea unui electrolit slab. unu). Hidroliza nu este posibilă O sare formată dintr-o bază tare și un acid tare ( KBr, NaCl, NaNO3), nu va suferi hidroliză, deoarece în acest caz nu se formează un electrolit slab.pH-ul unor astfel de soluții = 7. Reacția mediului rămâne neutră. 2). Hidroliza la cation (doar cationul reactioneaza cu apa). Într-o sare formată dintr-o bază slabă și un acid tare

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

cationul suferă hidroliză:

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

Ca urmare a hidrolizei, se formează un electrolit slab, ion H + și alți ioni. pH-ul soluției< 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)

suferă hidroliză de către anion, ducând la formarea unui electrolit slab, ion hidroxid OH- și alți ioni.

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

pH-ul unor astfel de soluţii este > 7 (soluţia capătă o reacţie alcalină).4). Hidroliza articulațiilor (atât cationul, cât și anionul reacţionează cu apa). Sare formată dintr-o bază slabă și un acid slab

(CH 3COONH 4, (NH4)2CO3, Al2S3),

hidrolizează atât cationul, cât și anionul. Ca rezultat, se formează baze și acid cu disociere scăzută. pH-ul soluțiilor de astfel de săruri depinde de puterea relativă a acidului și a bazei. O măsură a puterii unui acid și a unei baze este constanta de disociere a reactivului corespunzător. Reacția mediului înconjurător al acestor soluții poate fi neutră, ușor acidă sau ușor alcalină:

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

Hidroliza este un proces reversibil. Hidroliza are loc ireversibil dacă reacția produce o bază insolubilă și (sau) un acid volatil