Kasalukuyan at boltahe na paghihiwalay ng tubig. Electrolytic dissociation ng tubig. Tubig dissociation pare-pareho. Ionic na produkto ng tubig. Ang mga electron cloud ng mga orbital na may iba't ibang mga halaga ng l ay may iba't ibang mga pagsasaayos, at ang mga may parehong l ay may katulad na pagsasaayos
Ang isang espesyal na kaso ng dissociation (ang proseso ng disintegration ng mas malalaking particle ng isang substance - mga molekula ng ion o radical - sa mas maliliit na particle) ay electrolytic dissociation, kung saan ang mga neutral na molekula ng isang substance na tinatawag na electrolyte in solution (bilang resulta ng pagkilos ng mga molekula ng isang polar solvent) ay naghiwa-hiwalay sa mga sisingilin na particle: mga cation at anion. Ipinapaliwanag nito ang kakayahang magsagawa ng kasalukuyang.
Nakaugalian na hatiin ang lahat ng electrolytes sa dalawang grupo: mahina at malakas. Ang tubig ay isang mahinang electrolyte; ang dissociation ng tubig ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang maliit na bilang ng mga dissociated molecule, dahil sila ay medyo matatag at halos hindi naghiwa-hiwalay sa mga ion. Ang dalisay (walang mga impurities) na tubig ay mahinang nagsasagawa ng electric current. Ito ay dahil sa likas na kemikal ng molekula mismo, kapag ang mga positibong polarized na atomo ng hydrogen ay naka-embed sa shell ng elektron ng isang medyo maliit na atom ng oxygen, na negatibong polarized.
Ang lakas at kahinaan ng mga electrolyte ay nailalarawan (na tinutukoy ng α, kadalasan ang halagang ito ay ipinahayag sa% mula 0 hanggang 100 o sa mga praksyon ng isang yunit mula 0 hanggang 1) - ang kakayahang maghiwa-hiwalay sa mga ion, iyon ay, ang ratio ng bilang ng mga nahiwa-hiwalay na particle sa bilang ng mga particle bago ang paghiwa-hiwalay. Ang mga sangkap tulad ng mga acid, salts at base ay ganap na nadidisintegrate sa mga ion sa ilalim ng impluwensya ng mga polar agent. Ang dissociation ng tubig ay sinamahan ng agnas ng H2O molecules sa H+ proton at ang OH-hydroxyl group. Kung ipinakita namin ang electrolyte dissociation equation sa anyo: M=K++A-, kung gayon ang dissociation ng tubig ay maaaring ipahayag ng equation: H2O↔H++OH-, at ang equation kung saan ang antas ng dissociation ng tubig ay ang kinakalkula ay maaaring ipakita sa dalawang anyo (sa pamamagitan ng konsentrasyon ng mga proton na nabuo o konsentrasyon ng mga hydroxyl group na nabuo): α=[H+]/[H2O] o α=[OH-]/[H2O]. Dahil ang halaga ng α ay naiimpluwensyahan hindi lamang kemikal na kalikasan sangkap, kundi pati na rin ang konsentrasyon ng solusyon o temperatura nito, kung gayon kaugalian na pag-usapan ang maliwanag (haka-haka) na antas ng dissociation.
Ang pagkahilig ng mga molekula ng mahinang electrolyte, kabilang ang tubig, na maghiwa-hiwalay sa mga ion ay higit na nailalarawan sa pamamagitan ng dissociation constant (isang espesyal na kaso ng equilibrium constant), na karaniwang tinutukoy bilang Kd. Upang kalkulahin ang halagang ito, inilalapat ang batas ng pagkilos ng masa, na nagtatatag ng ratio sa pagitan ng mga masa ng nakuha at paunang mga sangkap. Electrolytic dissociation ang tubig ay ang agnas ng orihinal na mga molekula ng tubig sa hydrogen protons at isang hydroxyl group, samakatuwid ito ay ipinahayag ng equation: Kd = [H+]. [OH-]/[H2O]. Ang halagang ito para sa tubig ay pare-pareho at nakasalalay lamang sa temperatura, sa temperatura na 25 ° C, Kd = 1.86.10-16.
Ang pag-alam sa molar mass ng tubig (18 gramo / mol), pati na rin ang pagpapabaya sa konsentrasyon ng mga dissociated molecule at pagkuha ng mass ng 1 dm3 ng tubig bilang 1000 g, maaari nating kalkulahin ang konsentrasyon ng mga undissociated molecule sa 1 dm3 ng tubig: [ H2O]=1000/18.0153=55.51 mol/dm3. Pagkatapos mula sa equation ng dissociation constant makikita ng isa ang produkto ng mga konsentrasyon ng mga proton at hydroxyl group: [H+].[OH-]=1.86.10-16.55.51=1.10-14. Kapag nag-extract parisukat na ugat mula sa nakuha na halaga, ang konsentrasyon ng mga proton (hydrogen ions) ay nakuha, na tumutukoy sa kaasiman ng solusyon at katumbas ng konsentrasyon ng mga hydroxyl group: [H+]=[OH-]=1.10-7.
Ngunit sa likas na katangian, ang tubig ng gayong kadalisayan ay hindi umiiral dahil sa pagkakaroon ng mga natunaw na gas sa loob nito o kontaminasyon ng tubig sa iba pang mga sangkap (sa katunayan, ang tubig ay isang solusyon ng iba't ibang mga electrolyte), samakatuwid sa 25 ° C ang konsentrasyon ng mga hydrogen proton. o ang konsentrasyon ng mga hydroxyl group ay naiiba sa halaga ng 1.10-7. Iyon ay, ang kaasiman ng tubig ay dahil sa paglitaw ng hindi lamang isang proseso tulad ng dissociation ng tubig. ay ang negatibong logarithm ng hydrogen ion concentration (pH), ito ay ipinakilala upang tantiyahin ang acidity o alkalinity ng tubig at may tubig na solusyon, dahil ang mga numero na may negatibong kapangyarihan mahirap gamitin. Para sa purong tubig, pH = 7, ngunit dahil walang dalisay na tubig sa kalikasan, at ang dissociation ng tubig ay nangyayari kasama ang pagbuwag ng iba pang mga dissolved electrolytes, ang pH na halaga ay maaaring mas mababa o higit sa 7, iyon ay, para sa tubig, halos, pH≠7.
Ang isang mahalagang katangian ng likidong tubig ay ang kakayahang kusang mag-dissociate ayon sa reaksyon:
H 2 O (l) « H + (aq) + OH - (aq)
Ang prosesong ito ay tinatawag ding self-ionization o autoprotolysis. Ang mga nagresultang H + proton at OH - anion ay napapalibutan ng isang tiyak na bilang ng mga molekula ng tubig sa polar, i.e. hydrated: H + ×nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Ang pangunahing hydration ay maaaring katawanin ng isang bilang ng mga aqua complex: H 3 O + ; H 5 O 2 + ; H 7 O 3 + ; H 9 O 4 + , kung saan namamayani ang H 9 O 4 + ions (H + ×4H 2 O). Ang buhay ng lahat ng mga ions na ito sa tubig ay napakaikli, dahil ang mga proton ay patuloy na lumilipat mula sa ilang mga molekula
tubig sa iba. Karaniwan, sa mga equation, para sa pagiging simple, ginagamit lamang ang cation ng komposisyon H 3 O + (H + ×H 2 O), na tinatawag na hydronium ion.
Ang proseso ng dissociation ng tubig, na isinasaalang-alang ang hydration ng proton at ang pagbuo ng hydronium ion, ay maaaring isulat: 2H 2 O « H 3 O + + OH -
Ang tubig ay isang mahinang electrolyte, ang antas ng dissociation kung saan ay
Dahil à C equal (H 2 O) "Na may out (H 2 O) o [H 2 O] equal ≈ [H 2 O] out
– ang bilang ng mga nunal na nasa isang litro ng tubig. Ang C out (H 2 O) sa isang dilute na solusyon ay nananatiling pare-pareho. Ang sitwasyong ito ay nagpapahintulot sa amin na isama ang C equals (H 2 O) sa equilibrium constant.
Kaya, ang produkto ng dalawang constants ay nagbibigay ng bagong pare-pareho, na tinatawag ionic na produkto ng tubig. Sa temperatura na 298 K.
¾- Ang constancy ng ionic na produkto ng tubig ay nangangahulugan na sa anumang may tubig na solusyon: acidic, neutral o alkaline, palaging mayroong parehong uri ng mga ion (H + at OH -)
¾- Sa purong tubig, ang mga konsentrasyon ng hydrogen at hydroxyl ions ay pantay at sa ilalim ng normal na mga kondisyon ay:
K w 1/2 = 10 -7 mol/l.
¾- Kapag idinagdag ang mga acid, tumataas ang konsentrasyon ng [H + ], i.e. ang ekwilibriyo ay lumilipat sa kaliwa, at ang konsentrasyon ng [OH - ] ay bumababa, ngunit ang Kw ay nananatiling katumbas ng 10 -14.
Sa isang acidic na kapaligiran> 10 -7 mol/l, at< 10 -7 моль/л
Sa isang alkalina na kapaligiran< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l
Sa pagsasagawa, para sa kaginhawahan, ginagamit nila halaga ng pH at hydroxyl index (pOH) ng medium.
Ito ang reversed decimal logarithm ng mga konsentrasyon (aktibidad) ng mga hydrogen ions o hydroxyl ions sa solusyon, ayon sa pagkakabanggit: pH = - log, pH = - log
Sa mga may tubig na solusyon pH + pH = 14.
Talahanayan Blg. 14.
Ang K w ay nakasalalay sa temperatura (dahil ang paghihiwalay ng tubig ay isang endothermic na proseso)
K w (25 o C) = 10 -14 Þ pH = 7
K w (50 o C) = 5.47×10 -14 Þ pH = 6.63
Ang pagsukat ng pH ay ginagamit nang napakalawak. Sa biology at medisina, ang halaga ng pH ng mga biological fluid ay ginagamit upang matukoy ang mga pathologies. Halimbawa, ang normal na blood serum pH ay 7.4±0.05; laway - 6.35..6.85; gastric juice - 0.9..1.1; luha – 7.4±0.1. SA agrikultura Ang pH ay nagpapakilala sa kaasiman ng mga lupa, ang ekolohikal na estado ng natural na tubig, atbp.
Ang mga tagapagpahiwatig ng acid-base ay mga kemikal na compound na nagbabago ng kulay depende sa pH ng kapaligiran kung saan sila matatagpuan. Marahil ay napansin mo kung paano nagbabago ang kulay ng tsaa kapag naglagay ka ng lemon dito - ito ay isang halimbawa ng pagkilos ng isang tagapagpahiwatig ng acid-base.
Ang mga indicator ay kadalasang mahihinang mga organic na acid o base at maaaring umiral sa mga solusyon sa dalawang tautomeric na anyo:
HInd « H ++ Ind - , kung saan ang HInd ay ang acidic na anyo (ito ang anyo na nangingibabaw sa mga acidic na solusyon); Ang Ind ang pangunahing anyo (nangingibabaw sa mga solusyon sa alkalina).
Ang pag-uugali ng tagapagpahiwatig ay katulad ng pag-uugali ng isang mahinang electrolyte sa pagkakaroon ng isang mas malakas na may parehong ion. Ang higit pa, samakatuwid, ang ekwilibriyo ay nagbabago patungo sa pagkakaroon ng acidic na anyo ng HInd at vice versa (prinsipyo ng Le Chatelier).
Ang karanasan ay malinaw na nagpapakita ng posibilidad ng paggamit ng ilang mga tagapagpahiwatig:
Talahanayan Blg. 15
Mga espesyal na aparato - pH meter - nagbibigay-daan sa iyo upang sukatin ang pH na may katumpakan na 0.01 sa hanay mula 0 hanggang 14. Ang pagpapasiya ay batay sa pagsukat ng emf ng isang galvanic cell, isa sa mga electrodes na kung saan ay, halimbawa, salamin.
Ang pinakatumpak na konsentrasyon ng mga hydrogen ions ay maaaring matukoy sa pamamagitan ng acid-base titration. Ang titration ay ang proseso ng unti-unting pagdaragdag ng maliliit na bahagi ng isang solusyon ng kilalang konsentrasyon (titrant) sa titrated na solusyon, ang konsentrasyon na gusto nating matukoy.
Mga solusyon sa buffer- ito ay mga sistema na ang pH ay nagbabago nang kaunti kapag naglalalab o nagdaragdag ng maliit na halaga ng mga acid o alkalis sa kanila. Kadalasan ang mga ito ay mga solusyon na naglalaman ng:
a) a) Mahinang acid at asin nito (CH 3 COOH + CH 3 COONa) - acetate buffer
c) Mahinang base at asin nito (NH 4 OH + NH 4 Cl) - ammonium-ammonium buffer
c) Dalawang acid salt na may magkaibang K d (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - phosphate buffer
Isaalang-alang natin ang mekanismo ng regulasyon ng mga solusyon sa buffer gamit ang halimbawa ng isang acetate buffer solution.
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + ,
CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +
1. 1) kung magdagdag ka ng kaunting alkali sa buffer mixture:
CH 3 COOH + NaOH « CH 3 COONa + H 2 O,
Ang NaOH ay neutralisado ng acetic acid upang mabuo ang mas mahinang electrolyte na H 2 O. Ang sobrang sodium acetate ay inilipat ang equilibrium patungo sa nagresultang acid.
2. 2) kung magdagdag ka ng kaunting acid:
CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl
Ang mga hydrogen cation H + ay nagbubuklod sa CH3COO - mga ion
Hanapin natin ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions sa buffer acetate solution:
Ang equilibrium na konsentrasyon ng acetic acid ay C ref,k (dahil ito ay mahinang electrolyte), at [CH 3 COO -- ] = C salt (dahil ang asin ay isang malakas na electrolyte), kung gayon . Equation ng Henderson-Hasselbalch:
Kaya, ang pH ng mga buffer system ay tinutukoy ng ratio ng mga konsentrasyon ng asin at acid. Kapag natunaw, ang ratio na ito ay hindi nagbabago at ang pH ng buffer ay hindi nagbabago kapag natunaw; ito ay nakikilala ang mga buffer system mula sa isang purong electrolyte solution, kung saan ang batas ng pagbabanto ng Ostwald ay wasto.
Mayroong dalawang katangian ng mga buffer system:
1.Lakas ng buffer. Ganap na halaga buffer force depende sa
ang kabuuang konsentrasyon ng mga bahagi ng buffer system, i.e. Kung mas mataas ang konsentrasyon ng buffer system, mas maraming alkali (acid) ang kinakailangan para sa parehong pagbabago sa pH.
2.Kapasidad ng buffer (B). Ang buffer capacity ay ang limitasyon kung saan nangyayari ang buffering effect. Ang buffer mixture ay nagpapanatili ng pH constant lamang sa ilalim ng kondisyon na ang dami ng malakas na acid o base na idinagdag sa solusyon ay hindi lalampas sa isang tiyak na halaga ng limitasyon - B. Ang buffer capacity ay tinutukoy ng bilang ng g/equiv ng strong acid (base ) na dapat idagdag sa isang litro ng buffer mixture para baguhin ang pH value bawat unit, i.e. . Konklusyon: Mga katangian ng mga buffer system:
1. 1. kaunti ang nakasalalay sa pagbabanto.
2. 2. Ang pagdaragdag ng mga malakas na acid (base) ay nagbabago nang kaunti sa loob ng mga limitasyon ng buffer capacity B.
3. 3. Ang kapasidad ng buffer ay nakasalalay sa puwersa ng buffering (ang konsentrasyon ng mga sangkap).
4. 4. Ang buffer ay nagpapakita ng pinakamataas na epekto kapag ang acid at asin ay naroroon sa solusyon sa katumbas na dami:
Sa asin = Sa asin; = K d,k; pH = pK d,k (ang pH ay tinutukoy ng halaga ng K d).
Ang hydrolysis ay ang kemikal na reaksyon ng tubig na may mga asin. Ang hydrolysis ng mga asin ay nabawasan sa proseso ng paglipat ng proton. Bilang resulta ng paglitaw nito, lumilitaw ang isang tiyak na labis ng hydrogen o hydroxyl ions, na nagbibigay ng acidic o alkaline na mga katangian sa solusyon. Kaya, ang hydrolysis ay ang kabaligtaran ng proseso ng neutralisasyon.
Ang hydrolysis ng mga asin ay may kasamang 2 yugto:
a) Electrolytic dissociation ng asin sa pagbuo ng mga hydrated ions:. KCl à K ++ Cl - K ++ xH 2 O à K + × xH 2 O (donor-acceptor bond, ang donor ay isang O atom na mayroong 2 solong pares ng elektron,
acceptor – mga kasyon na may mga bakanteng orbital)
Cl - + yH 2 O « Cl - ×yH 2 O (hydrogen bond)
c) Hydrolysis sa pamamagitan ng anion. Cl - + HOH à HCl + OH -
c) Hydrolysis sa pamamagitan ng cation. K + + HOH à KOH +
Ang lahat ng mga asing-gamot ay nabuo sa pakikilahok ng mahina
electrolytes:
1.Asin na nabuo sa pamamagitan ng isang anion ng mahina acids at isang kasyon ng malakas na base
CH 3 COONa + HOH « CH 3 COOH + NaOH
CH 3 COO - + НОН « CH 3 COН + OH - , рН > 7
Ang mga anion ng mga mahina na acid ay kumikilos bilang mga base na may kaugnayan sa tubig, isang proton donor, na humahantong sa isang pagtaas sa konsentrasyon ng OH -, i.e. alkaliisasyon ng kapaligiran.
Ang lalim ng hydrolysis ay tinutukoy ng: antas ng hydrolysis a g:
– konsentrasyon ng asin na sumailalim sa hydrolysis
- konsentrasyon ng orihinal na asin
Ang isang g ay maliit, halimbawa, para sa isang 0.1 mol na solusyon ng CH 3 COONa sa 298 K ito ay katumbas ng 10 -4.
Sa panahon ng hydrolysis, ang isang ekwilibriyo ay itinatag sa sistema, na nailalarawan sa pamamagitan ng K p
Samakatuwid, mas mababa ang dissociation constant, mas mataas ang hydrolysis constant. Ang antas ng hydrolysis ay nauugnay sa pare-pareho ng hydrolysis sa pamamagitan ng equation:
Sa pagtaas ng pagbabanto, i.e. Sa pamamagitan ng pagbaba ng C0, tumataas ang antas ng hydrolysis.
2. 2.Asin na nabuo sa pamamagitan ng isang cation ng mahinang base at isang anion ng malakas na acids
NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +
NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7
Ang protolytic equilibrium ay inilipat sa kaliwa, ang mahinang base cation NH 4 + ay kumikilos bilang isang acid na may kaugnayan sa tubig, na humahantong sa acidification ng kapaligiran. Ang hydrolysis constant ay tinutukoy ng equation:
Ang equilibrium concentration ng hydrogen ions ay maaaring kalkulahin: [H + ] ay katumbas ng = a g × C 0 (initial salt concentration), kung saan
Ang kaasiman ng daluyan ay nakasalalay sa paunang konsentrasyon ng mga asing-gamot ng ganitong uri.
3. 3.Asin na nabuo sa pamamagitan ng isang anion ng mahina acids at isang kasyon ng mahina bases. Hydrolyzes parehong cation at anion
NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN
Upang matukoy ang pH ng medium na solusyon, ihambing ang KD,k at KD,bas
K D,k > K D,bas à bahagyang acidic medium
K D, k< К Д,осн à среда слабо щелочная
K D,k = K D,bas à neutral na kapaligiran
Dahil dito, ang antas ng hydrolysis ng ganitong uri ng mga asing-gamot ay hindi nakasalalay sa kanilang konsentrasyon sa solusyon.
kasi at ang [OH - ] ay tinutukoy ng K D,k at K D,bas, pagkatapos
Ang pH ng solusyon ay independiyente rin sa konsentrasyon ng asin sa solusyon.
Ang mga asin na nabuo sa pamamagitan ng isang multiply charged anion at isang singly charged cation (sulfides, carbonates, ammonium phosphates) ay halos ganap na hydrolyzed sa unang hakbang, i.e. ay nasa solusyon sa anyo ng pinaghalong mahinang base NH 4 OH at ang asin nito na NH 4 HS, i.e. sa anyo ng isang ammonium buffer.
Para sa mga asin na nabuo sa pamamagitan ng isang multiply charged cation at isang singly charged anion (acetates, formates ng Al, Mg, Fe, Cu), ang hydrolysis ay tumataas sa pag-init at humahantong sa pagbuo ng mga pangunahing asing-gamot.
Ang hydrolysis ng nitrates, hypochlorites, hypobromites Al, Mg, Fe, Cu ay nagpapatuloy nang ganap at hindi maibabalik, i.e. ang mga asin ay hindi nakahiwalay sa mga solusyon.
Mga Asin: Ang ZnS, AlPO 4, FeCO 3 at iba pa ay bahagyang natutunaw sa tubig, gayunpaman, ang ilan sa kanilang mga ions ay nakikibahagi sa proseso ng hydrolysis, ito ay humahantong sa isang bahagyang pagtaas sa kanilang solubility.
Ang Chromium at aluminum sulfide ay ganap na nag-hydrolyze at hindi maibabalik upang mabuo ang kaukulang hydroxides.
4. 4.Ang mga asin na nabuo sa pamamagitan ng anion ng mga malakas na acid at malakas na base ay hindi sumasailalim sa hydrolysis.
Kadalasan, ang hydrolysis ay isang nakakapinsalang kababalaghan na nagdudulot ng iba't ibang komplikasyon. Kaya sa synthesis mga di-organikong sangkap Mula sa may tubig na mga solusyon, lumilitaw ang mga impurities sa nagresultang sangkap - mga produkto ng hydrolysis nito. Ang ilang mga compound ay hindi maaaring ma-synthesize dahil sa hindi maibabalik na hydrolysis.
· - kung ang hydrolysis ay nagpapatuloy sa pamamagitan ng anion, pagkatapos ay ang labis na alkali ay idinagdag sa solusyon
· - kung ang hydrolysis ay nagpapatuloy sa pamamagitan ng cation, pagkatapos ay ang labis na acid ay idinagdag sa solusyon
Kaya, ang unang teorya ng husay ng mga solusyon sa electrolyte ay ipinahayag ni Arrhenius (1883 - 1887). Ayon sa teoryang ito:
1. 1. Ang mga molekula ng electrolyte ay naghihiwalay sa magkasalungat na mga ion
2. 2. Sa pagitan ng mga proseso ng dissociation at recombination, nabuo ang isang dinamikong ekwilibriyo, na kung saan ay nailalarawan sa pamamagitan ng KD. Ang ekwilibriyong ito ay sumusunod sa batas ng aksyong masa. Ang proporsyon ng mga disintegrated na molekula ay nailalarawan sa antas ng dissociation a. Ang D at a ay konektado ng batas ni Ostwald.
3. 3.Ang electrolyte solution (ayon kay Arrhenius) ay isang halo ng mga electrolyte molecule, ang mga ions nito at solvent molecules, kung saan walang interaksyon.
Konklusyon: Ang teorya ni Arrhenius ay naging posible na ipaliwanag ang maraming katangian ng mga solusyon ng mahinang electrolytes sa mababang konsentrasyon.
Gayunpaman, ang teorya ni Arrhenius ay pisikal lamang, i.e. hindi isinasaalang-alang ang mga sumusunod na katanungan:
· Para sa anong dahilan ang mga sangkap sa mga solusyon ay nabubulok sa mga ion?
· Ano ang nangyayari sa mga ion sa mga solusyon?
Karagdagang pag-unlad Ang teorya ni Arrhenius ay natanggap sa mga gawa ng Ostwald, Pisarzhevsky, Kablukov, Nernst, atbp. Halimbawa, ang kahalagahan ng hydration ay unang itinuro ni Kablukov (1891), na sinimulan ang pagbuo ng teorya ng electrolytes sa direksyon na ipinahiwatig ni Mendeleev (i.e., siya ang unang pinagsama ang teorya ng solvation ni Mendeleev sa pisikal na teorya ng Arrhenius) . Ang paglutas ay ang proseso ng pakikipag-ugnayan ng electrolyte
solvent molecules upang bumuo ng solvate complex compounds. Kung ang solvent ay tubig, samakatuwid, ang proseso ng pakikipag-ugnayan ng electrolyte sa mga molekula ng tubig ay tinatawag na hydration, at ang mga aqua complex ay tinatawag na crystalline hydrates.
Isaalang-alang natin ang isang halimbawa ng dissociation ng electrolytes sa isang mala-kristal na estado. Ang prosesong ito ay maaaring kinakatawan sa dalawang yugto:
1. 1.pagkasira kristal na sala-sala mga sangkap DН 0 cr > 0, ang proseso ng pagbuo ng mga molekula (endothermic)
2. 2.pagbuo ng mga natunaw na molekula, DН 0 solv< 0, процесс экзотермический
Ang resultang init ng dissolution ay katumbas ng kabuuan ng mga init ng dalawang yugto DH 0 dist = DH 0 cr + DH 0 solv at maaaring maging negatibo o positibo. Halimbawa, ang enerhiya ng KCl crystal lattice = 170 kcal/mol.
Ang init ng hydration ng K + ions = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, at ang nagresultang enerhiya ay 165 kcal/mol.
Ang init ng hydration ay bahagyang sumasakop sa enerhiya na kinakailangan upang palabasin ang mga ion mula sa kristal. Ang natitirang 170 - 165 = 5 kcal/mol ay maaaring sakop ng enerhiya ng thermal motion, at ang paglusaw ay sinamahan ng pagsipsip ng init mula sa kapaligiran. Pinapadali ng mga hydrates o solvates ang proseso ng endothermic dissociation, na nagpapahirap sa recombination.
Ngunit narito ang sitwasyon kapag isa lamang sa dalawang pinangalanang yugto ang naroroon:
1. paglusaw ng mga gas - walang unang yugto ng pagkasira ng kristal na sala-sala, nananatili ang exothermic solvation, samakatuwid ang paglusaw ng mga gas ay, bilang panuntunan, exothermic.
2. kapag ang crystalline hydrates ay natunaw, walang yugto ng solvation, tanging ang endothermic na pagkasira ng kristal na sala-sala ay nananatili. Halimbawa, isang crystalline hydrate solution: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (r)
DН dist = DН cr = + 11.7 kJ/mol
Anhydrous salt solution: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (r) à CuSO 4 × 5H 2 O (r)
DN dist = DN solv + DN cr = - 78.2 + 11.7 = - 66.5 kJ/mol
Ang isang napakahalagang papel sa mga biological na proseso ay nilalaro ng tubig, na isang mahalagang bahagi (mula 58 hanggang 97%) ng lahat ng mga selula at tisyu ng mga tao, hayop, halaman at mga simpleng organismo. ito ang kapaligiran sa kung saan nangyayari ang iba't ibang uri ng biochemical na proseso.
Ang tubig ay may mahusay na kakayahang matunaw at nagiging sanhi ng electrolytic dissociation ng maraming mga sangkap na natunaw dito.
Ang proseso ng dissociation ng tubig ayon sa teorya ng Brønsted ay nagpapatuloy ayon sa equation:
N 2 0+H 2 0 N 3 TUNGKOL SA + + SIYA - ; ΔН dis = +56.5 KJ/mol
Yung. ang isang molekula ng tubig ay nag-donate, at ang isa ay nagdaragdag ng isang proton, nangyayari ang autoionization ng tubig:
N 2 0 N + + SIYA - - reaksyon ng deprotonation
N 2 0 + N + N 3 TUNGKOL SA + - reaksyon ng protonasyon
Ang dissociation constant ng tubig sa 298°K, na tinutukoy ng electrical conductivity method, ay katumbas ng:
a(H +) - aktibidad ng H + ions (para sa kaiklian, sa halip na H3O + isulat ang H +);
a(OH -) - aktibidad ng OH - ions;
a(H 2 0) - aktibidad ng tubig;
Ang antas ng dissociation ng tubig ay napakaliit, kaya ang aktibidad ng hydrogen at hydroxide ions sa purong tubig ay halos katumbas ng kanilang mga konsentrasyon. Ang konsentrasyon ng tubig ay pare-pareho at katumbas ng 55.6 mol.
(1000g: 18g/mol= 55.6 mol)
Ang pagpapalit ng halagang ito sa expression para sa dissociation constant Kd(H 2 0), at sa halip na mga aktibidad ng hydrogen at hydroxide ions, ang kanilang mga konsentrasyon, isang bagong expression ang nakuha:
K(H 2 0) = C (H +) × C (OH -) = 10 -14 mol 2 / l 2 sa 298 K,
Mas tiyak, K(H 2 0) = a(H +) × a(OH -) = 10 -14 mol 2 l 2 -
K(H 2 0) ay tinatawag ionic na produkto ng tubig o pare-pareho ang autoionization.
Sa dalisay na tubig o anumang may tubig na solusyon sa isang pare-parehong temperatura, ang produkto ng mga konsentrasyon (mga aktibidad) ng hydrogen at hydroxide ions ay isang pare-parehong halaga, na tinatawag na ionic na produkto ng tubig.
Ang pare-parehong K(H 2 0) ay depende sa temperatura. Habang tumataas ang temperatura, tumataas ito, dahil Ang proseso ng paghihiwalay ng tubig ay endothermic. Sa purong tubig o may tubig na mga solusyon ng iba't ibang mga sangkap sa 298K aktibidad (konsentrasyon), ang mga hydrogen at hydroxide ions ay magiging:
a(H +)=a(OH -)=K(H 2 0) = 10 -14 =10 -7 mol/l.
Sa acidic o alkaline na mga solusyon, ang mga konsentrasyon na ito ay hindi na magiging pantay sa isa't isa, ngunit magbabago nang magkakasama: habang ang isa sa mga ito ay tumataas, ang isa ay naaayon na bababa at vice versa, halimbawa,
a(H +)=10 -4, a(OH -)=10 -10, ang kanilang produkto ay palaging 10 -14
halaga ng pH
Qualitatively, ang reaksyon ng medium ay ipinahayag sa pamamagitan ng aktibidad ng hydrogen ions. Sa pagsasagawa, hindi nila ginagamit ang halagang ito, ngunit ang pH indicator ng hydrogen - isang halaga na katumbas ng numero sa negatibong decimal logarithm ng aktibidad (konsentrasyon) ng mga hydrogen ions, na ipinahayag sa mol/l.
pH= -lga(H + ),
at para sa mga dilute na solusyon
pH= -lgC(H + ).
Para sa purong tubig at neutral na media sa 298K pH=7; para sa mga acidic na solusyon sa pH<7, а для щелочных рН>7.
Ang reaksyon ng daluyan ay maaari ding makilala ng hydroxyl index:
pOH= -lga(OH - )
o humigit-kumulang
pOH= -IgC(OH - ).
Alinsunod dito, sa isang neutral na kapaligiran pH = pH = 7; sa isang acidic na kapaligiran pOH>7, at sa isang alkaline na kapaligiran pOH<7.
Kung kukunin natin ang negatibong decimal logarithm ng expression para sa ionic na produkto ng tubig, makakakuha tayo ng:
pH + pH = 14.
Samakatuwid, ang pH at pOH ay mga conjugate na dami din. Ang kanilang kabuuan para sa dilute aqueous solutions ay palaging katumbas ng 14. Alam ang pH, madaling kalkulahin ang pOH:
pH=14 – pH
at kabaliktaran:
ROH= 14 - pH.
Ang mga solusyon ay nakikilala sa pagitan ng aktibo, potensyal (reserba) at kabuuang kaasiman.
Aktibong kaasiman sinusukat ng aktibidad (konsentrasyon) ng mga hydrogen ions sa isang solusyon at tinutukoy ang pH ng solusyon. Sa mga solusyon ng malakas na acid at base, ang pH ay nakasalalay sa konsentrasyon ng acid o base, at ang aktibidad ng H ions. + at siya - maaaring kalkulahin gamit ang mga formula:
a(N + )= C(l/z acid)×α bawat isa; pH= - log a(H + )
a(OH - )=C(l/z base)×α bawat isa; pH= - log a(OH - )
pH= - logC(l/z acid) – para sa sobrang dilute na solusyon ng mga strong acid
pOH= - logC(l/z base) - para sa sobrang dilute na solusyon ng mga base
Potensyal na kaasiman sinusukat ng bilang ng mga hydrogen ions na nakagapos sa mga molekula ng acid, i.e. kumakatawan sa isang "reserba" ng mga hindi magkahiwalay na molekula ng acid.
Kabuuang kaasiman- ang kabuuan ng aktibo at potensyal na kaasiman, na tinutukoy ng analytical na konsentrasyon ng acid at itinatag sa pamamagitan ng titration
Ang isa sa mga kamangha-manghang katangian ng mga buhay na organismo ay acid-base
homeostasis - pare-pareho ng pH ng mga biological fluid, tissue at organismo. Ang talahanayan 1 ay nagpapakita ng mga halaga ng pH ng ilang mga biological na bagay.
Talahanayan 1
Mula sa data ng talahanayan, makikita na ang pH ng iba't ibang mga likido sa katawan ng tao ay nag-iiba sa isang medyo malawak na saklaw depende sa lokasyon. DUGO, tulad ng iba pang mga biological fluid, nagsusumikap itong mapanatili ang isang pare-parehong halaga ng pH, ang mga halaga nito ay ipinakita sa Talahanayan 2
talahanayan 2
Ang mga pagbabago sa pH mula sa ipinahiwatig na mga halaga sa pamamagitan lamang ng 0.3 patungo sa isang pagtaas o pagbaba ay humahantong sa isang pagbabago sa pagpapalitan ng mga proseso ng enzymatic, na nagiging sanhi ng isang malubhang masakit na kondisyon sa mga tao. Ang pagbabago sa pH na 0.4 lang ay hindi na tugma sa buhay. Natuklasan ng mga mananaliksik na ang mga sumusunod na sistema ng buffer ng dugo ay kasangkot sa regulasyon ng balanse ng acid-base: hemoglobin, bikarbonate, protina at pospeyt. Ang bahagi ng bawat sistema sa kapasidad ng buffer ay ipinakita sa Talahanayan 3.
Talahanayan 3
Ang lahat ng mga buffer system ng katawan ay may parehong mekanismo ng pagkilos, dahil Binubuo ang mga ito ng mahinang acid: carbonic, dihydrophosphoric (dihydrogen phosphate ion), protina, hemoglobin (oxohemoglobin) at mga asing-gamot ng mga acid na ito, pangunahin ang sodium, na may mga katangian ng mahinang base. Ngunit dahil ang bikarbonate system sa katawan ay walang katumbas sa mga tuntunin ng bilis ng pagtugon, isasaalang-alang natin ang kakayahang mapanatili ang isang pare-parehong kapaligiran sa katawan gamit ang sistemang ito.
Ang kemikal na dalisay na tubig ay may, bagaman bale-wala, nasusukat na electrical conductivity, dahil ang tubig ay naghihiwalay sa maliit na lawak sa mga ion. Kaya, sa temperatura ng silid, humigit-kumulang isa lamang sa 10 8 mga molekula ng tubig ang nasa isang dissociated form. Ang proseso ng electrolytic dissociation ng tubig ay posible dahil sa sapat na mataas na polarity ng O-H bond at pagkakaroon ng isang sistema ng hydrogen bond sa pagitan ng mga molekula ng tubig. Ang equation ng dissociation ng tubig ay nakasulat tulad ng sumusunod:
2H 2 O ↔ H 3 O + + OH - ,
kung saan ang H 3 O + ay ang hydrogen hydronium cation.
Ang water dissociation equation ay maaaring isulat sa isang mas simpleng anyo:
H 2 O ↔ H + + OH - .
Ang pagkakaroon ng hydrogen at hydroxide ions sa tubig ay nagbibigay ng mga tiyak na katangian ng isang ampholyte, i.e. kakayahang gawin ang mga function ng isang mahinang acid at isang mahinang base. Dissociation constant ng tubig sa temperatura na 22 0 C:
kung saan at ang mga konsentrasyon ng ekwilibriyo sa g-ion/l ng mga hydrogen cation at hydroxo-anion, ayon sa pagkakabanggit, at ang ekwilibriyong konsentrasyon ng tubig sa mol/l. Isinasaalang-alang na ang antas ng dissociation ng tubig ay napakababa, ang equilibrium na konsentrasyon ng mga hindi magkakahiwalay na molekula ng tubig ay maaaring itumbas sa kabuuang dami ng tubig na nasa 1 litro nito:
Ngayon ang expression (1) ay maaaring isulat tulad ng sumusunod:
kaya = (1.8 10 -16) 55.56 = 10 -14 g-ion 2 /l 2.
Ang produkto ng mga konsentrasyon ng mga hydrogen ions at hydroxo ions ay isang pare-pareho hindi lamang para sa tubig, kundi pati na rin para sa mga may tubig na solusyon ng mga asing-gamot, acids at alkalis. Ang dami na ito ay tinatawag ionic na produkto ng tubig o pare-pareho ang tubig. Samakatuwid: K H2O = = 10 -14 g-ion 2 / l 2.
Para sa neutral na media = = 10 -7 g-ion/l. Sa acidic na kapaligiran > , at sa alkaline na kapaligiran< . 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. Hydrogen indicator - pH
Upang matukoy ang dami ng reaksyon ng kapaligiran, kadalasan ay hindi ang mga konsentrasyon ng mga hydrogen ions ang ibinibigay, ngunit isang tiyak na maginoo na tagapagpahiwatig, na tinutukoy ng pH at tinatawag na index ng hydrogen. Kinakatawan nito ang negatibong decimal logarithm ng konsentrasyon ng mga hydrogen cation pH = - log.
Para sa isang neutral na kapaligiran, pH = -lg 10 -7 = 7;
para sa acidic - pH< 7;
para sa alkalina - pH >7.
Ang konsepto ay ipinakilala nang katulad index ng hydroxyl pOH = - log [OH - ].
pH + pH = 14.
Ang pagtukoy ng pH ay napakalaking kahalagahan sa teknolohiya at, sa partikular, sa industriya ng konstruksiyon. Karaniwang sinusukat ang pH gamit ang mga tagapagpahiwatig- mga sangkap na maaaring magbago ng kanilang kulay depende sa konsentrasyon ng mga hydrogen ions. Ang mga tagapagpahiwatig ay mga mahinang acid at base, ang mga molekula at ion nito ay iba ang kulay (Talahanayan 1).
Talahanayan 1
Gayunpaman, ang mga tagapagpahiwatig ay hindi nagbibigay tumpak na kahulugan mga halaga ng pH, kaya ang mga modernong pagsukat ng pH ay ginagawa gamit ang mga electrochemical na pamamaraan, na ang katumpakan ay ±0.01 pH unit.
Ang dalisay na tubig, kahit na hindi maganda (kumpara sa mga solusyon sa electrolyte), ay maaaring magsagawa ng electric current. Ito ay sanhi ng kakayahan ng isang molekula ng tubig na maghiwa-hiwalay (maghiwalay) sa dalawang ions, na mga conductor ng electric current sa purong tubig (sa ibaba, ang dissociation ay nangangahulugan ng electrolytic dissociation - disintegration sa mga ions):
Ang hydrogen index (pH) ay isang halaga na nagpapakilala sa aktibidad o konsentrasyon ng mga hydrogen ions sa mga solusyon. Ang tagapagpahiwatig ng hydrogen ay itinalagang pH. Ang index ng hydrogen ay numerong katumbas ng negatibong decimal logarithm ng aktibidad o konsentrasyon ng mga hydrogen ions, na ipinahayag sa mga moles bawat litro: pH=-log[ H+ ] Kung [ H+ ]>10-7mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - alkaline na kapaligiran; pH>7. Hydrolysis ng mga asin- ito ang kemikal na pakikipag-ugnayan ng mga ion ng asin sa mga ion ng tubig, na humahantong sa pagbuo ng isang mahinang electrolyte. 1). Ang hydrolysis ay hindi posibleAsin na nabuo sa pamamagitan ng isang malakas na base at isang malakas na acid ( KBr, NaCl, NaNO3), ay hindi sasailalim sa hydrolysis, dahil sa kasong ito ang isang mahinang electrolyte ay hindi nabuo. pH ng naturang mga solusyon = 7. Ang reaksyon ng medium ay nananatiling neutral. 2). Hydrolysis sa pamamagitan ng cation (ang cation lamang ang tumutugon sa tubig). Sa isang asin na nabuo sa pamamagitan ng isang mahinang base at isang malakas na acid
(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)
Ang cation ay sumasailalim sa hydrolysis:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + H+
Bilang resulta ng hydrolysis, isang mahinang electrolyte, H+ ion at iba pang mga ions ay nabuo. solusyon pH< 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)
sumasailalim sa hydrolysis sa anion, na nagreresulta sa pagbuo ng isang mahinang electrolyte, hydroxide ion OH- at iba pang mga ion.
K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>НSiO3- + 2K+ + ОН-
Ang pH ng naturang mga solusyon ay > 7 (ang solusyon ay nagiging alkalina). 4). Pinagsamang hydrolysis (kapwa ang cation at anion ay tumutugon sa tubig). Ang asin ay nabuo sa pamamagitan ng mahinang base at mahinang acid
(CH 3COONH 4, (NН 4)2СО 3, Al2S3),
hydrolyzes ang parehong kation at anion. Bilang isang resulta, ang isang bahagyang dissociating base at acid ay nabuo. Ang pH ng mga solusyon ng naturang mga asing-gamot ay nakasalalay sa kamag-anak na lakas ng acid at base. Ang isang sukatan ng lakas ng isang acid at isang base ay ang dissociation constant ng kaukulang reagent. Ang reaksyon ng daluyan ng mga solusyon na ito ay maaaring neutral, bahagyang acidic o bahagyang alkalina:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^
Ang hydrolysis ay isang reversible na proseso. Ang hydrolysis ay hindi maibabalik kung ang reaksyon ay nagreresulta sa pagbuo ng isang hindi matutunaw na base at (o) isang volatile acid
