Suyun akım ve gerilim ayrışması. Suyun elektrolitik ayrışması. Su ayrışma sabiti. Suyun iyonik ürünü. Farklı l değerlerine sahip yörüngelerin elektron bulutları farklı konfigürasyonlara sahiptir ve aynı l'ye sahip olanlar benzer bir konfigürasyona sahiptir.
Özel bir ayrışma durumu (bir maddenin daha büyük parçacıklarının - iyonların veya radikallerin moleküllerinin - daha küçük parçacıklara parçalanması süreci), çözeltide elektrolit adı verilen bir maddenin nötr moleküllerinin (polar maruziyetin bir sonucu olarak) elektrolitik ayrışmadır. çözücü molekülleri) yüklü parçacıklara ayrışır: katyonlar ve anyonlar. Bu, akımı iletme yeteneğini açıklar.
Tüm elektrolitleri iki gruba ayırmak gelenekseldir: zayıf ve güçlü. Su, zayıf elektrolitlere aittir, suyun ayrışması, oldukça kararlı oldukları ve pratik olarak iyonlara ayrışmadıkları için az miktarda ayrışmış molekül ile karakterize edilir. Saf (katışıksız) su, elektriği zayıf bir şekilde iletir. Bunun nedeni, pozitif polarize hidrojen atomları, negatif polarize olan nispeten küçük bir oksijen atomunun elektron kabuğuna gömüldüğünde, molekülün kendisinin kimyasal doğasıdır.
Elektrolitlerin gücü ve zayıflığı karakterize edilir (α ile gösterilir, genellikle bu değer 0 ila 100 arasında% veya 0 ila 1 arasında bir birimin fraksiyonlarında ifade edilir - iyonlara ayrışma yeteneği, yani oranı çürüyen parçacıkların sayısı, bozunmadan önceki parçacıkların sayısına eşittir. Asitler, tuzlar ve bazlar gibi maddeler polar olanların etkisi altında tamamen iyonlarına ayrışır. Suyun ayrışmasına, H2O moleküllerinin proton H+ ve hidroksil grubu OH-'ye bozunması eşlik eder. Elektrolit ayrışma denklemini M=K++A- biçiminde temsil edersek, suyun ayrışması şu denklemle ifade edilebilir: H2O↔H++OH- ve suyun ayrışma derecesinin aşağıdaki denklemle ifade edildiği denklem. hesaplanan iki biçimde temsil edilebilir (oluşturulan protonların konsantrasyonu veya oluşan hidroksil gruplarının konsantrasyonu yoluyla): α=[H+]/[H2O] veya α=[OH-]/[H2O]. α değeri etkilendiği için sadece kimyasal doğa madde, aynı zamanda çözeltinin konsantrasyonu veya sıcaklığı, o zaman görünür (hayali) ayrışma derecesi hakkında konuşmak gelenekseldir.
Su da dahil olmak üzere zayıf elektrolit moleküllerinin iyonlara ayrışma eğilimi, büyük ölçüde, genellikle Kd olarak adlandırılan ayrışma sabiti (denge sabitinin özel bir durumu) ile karakterize edilir. Bu değeri hesaplamak için, elde edilen ve ilk maddelerin kütleleri arasındaki oranı belirleyen kütle eylemi yasası uygulanır. elektrolitik ayrışma su, orijinal su moleküllerinin hidrojen protonlarına ve bir hidroksil grubuna bozunmasıdır, bu nedenle şu denklemle ifade edilir: Kd \u003d [H +] . [OH-]/[H2O]. Su için bu değer sabittir ve sadece sıcaklığa bağlıdır, 25 °C'ye eşit bir sıcaklıkta, Kd = 1.86.10-16.
Suyun molar kütlesini (18 gram/mol) bilerek ve ayrışmış moleküllerin konsantrasyonunu ihmal ederek ve 1 dm3 suyun kütlesini 1000 g olarak alarak, 1 dm3 sudaki ayrışmamış moleküllerin konsantrasyonunu hesaplayabiliriz: [ Н2О]=1000/18.0153=55.51 mol/dm3. Daha sonra, ayrışma sabitinin denkleminden proton ve hidroksil gruplarının konsantrasyonlarının ürünü bulunabilir: [H+].[OH-]=1.86.10-16.55.51=1.10-14. Çıkarırken kare kök elde edilen değerden, çözeltinin asitliğini belirleyen ve hidroksil gruplarının konsantrasyonuna eşit olan proton konsantrasyonu (hidrojen iyonları) elde edilir: [H+]=[OH-]=1.10-7.
Ancak doğada, içinde çözünmüş gazların bulunması veya diğer maddeler tarafından su kirliliği (aslında, su çeşitli elektrolitlerin bir çözeltisidir), bu nedenle 25 ° C'de hidrojen konsantrasyonu nedeniyle bu tür saflıkta su yoktur. protonlar veya hidroksil gruplarının konsantrasyonu 1.10-7'den farklıdır. Yani, suyun asitliği, yalnızca suyun ayrışması gibi bir sürecin akışından kaynaklanmaz. hidrojen iyonu konsantrasyonunun (pH) negatif logaritmasıdır, suyun asitliğini veya alkaliliğini tahmin etmek için kullanılır ve sulu çözeltiler, çünkü sayılarla negatif güçler kullanımı zor. Saf su için pH = 7, ancak doğada saf su olmadığı ve suyun ayrışması diğer çözünmüş elektrolitlerin bozunması ile birlikte ilerlediği için pH değeri 7'den küçük veya büyük olabilir, yani su için, pratik olarak, pH ≠ 7.
Sıvı suyun önemli bir özelliği, reaksiyona göre kendiliğinden ayrışma yeteneğidir:
H 2 O (l) "H + (sulu) + OH - (sulu)
Bu işleme aynı zamanda kendi kendine iyonlaşma veya otoprotoliz denir. Ortaya çıkan H + protonları ve OH - anyonları, belirli sayıda polar su molekülü ile çevrilidir, yani. hidratlı: H + xnH20; OH - ×mH 2 O. Birincil hidrasyon birkaç su kompleksi ile temsil edilebilir: H 3 O + ; H5O2+; H7O3+; H 9 O 4 + , bunların arasında H 9 O 4 + (H + ×4H 2 O) iyonları baskındır. Tüm bu iyonların sudaki ömrü çok kısadır, çünkü protonlar sürekli olarak aynı moleküllerden uzaklaşıyor
başkalarına su. Genellikle, basitlik için, denklemlerde yalnızca hidronyum iyonu olarak adlandırılan H 3 O + (H + × H 2 O) bileşiminin katyonu kullanılır.
Protonun hidrasyonu ve hidroksonyum iyonunun oluşumu dikkate alınarak suyun ayrışma süreci şöyle yazılabilir: 2H 2 O « H 3 O + + OH -
Su, ayrışma derecesi olan zayıf bir elektrolittir.
à C, (H 2 O) "C ref (H 2 O) veya [H 2 O], ≈ [H 2 O] ref'ye eşit olduğundan
bir litre sudaki mol sayısıdır. Seyreltik bir çözeltide C ref (H 2 O) sabit kalır. Bu durum, denge sabitine C eşittir (H 2 O) dahil etmemizi sağlar.
Böylece, iki sabitin çarpımı olarak adlandırılan yeni bir sabit verir. suyun iyon ürünü. 298 K sıcaklıkta.
¾- Suyun iyonik ürününün sabitliği, herhangi bir sulu çözeltide: asidik, nötr veya alkali - her zaman her iki tip iyon olduğu anlamına gelir (H + ve OH -)
¾- Saf suda hidrojen ve hidroksit iyonlarının konsantrasyonları eşittir ve normal şartlar altında:
K w 1/2 \u003d 10 -7 mol / l.
¾- Asitler eklendiğinde [H + ] konsantrasyonu artar, yani. denge sola kayar ve [OH - ] konsantrasyonu azalır, ancak Kw 10 -14'e eşit kalır.
Asidik bir ortamda > 10 -7 mol/l ve< 10 -7 моль/л
Alkali bir ortamda< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l
Pratikte, kolaylık sağlamak için kullanıyoruz pH değeri (pH) ve ortamın hidroksil indeksi (pOH).
Bu, zıt işaretle alınan çözeltideki hidrojen iyonları veya hidroksit iyonlarının sırasıyla konsantrasyonlarının (aktivitelerinin) ondalık logaritmasıdır: pH = - lg, pOH = - lg
Sulu çözeltilerde pH + pOH = 14.
Tablo numarası 14.
Kw sıcaklığa bağlıdır (su ayrışması endotermik bir süreç olduğundan)
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
pH ölçümü son derece yaygın olarak kullanılmaktadır. Biyoloji ve tıpta patolojileri belirlemek için biyolojik sıvıların pH değeri kullanılır. Örneğin, normal serum pH'ı 7,4±0,05'tir; tükürük - 6.35..6.85; mide suyu - 0.9..1.1; gözyaşı - 7.4±0.1. AT tarım pH, toprakların asitliğini, doğal suların ekolojik durumunu vb. karakterize eder.
Asit-baz indikatörleri bulundukları ortamın pH'ına bağlı olarak renk değiştiren kimyasal bileşiklerdir. Muhtemelen içine limon koyduğunuzda çayın renginin nasıl değiştiğine dikkat etmişsinizdir - bu, bir asit-baz göstergesinin etkisinin bir örneğidir.
Göstergeler genellikle zayıf organik asitler veya bazlardır ve çözeltide iki totomerik biçimde bulunabilirler:
HInd « H + + Ind - burada HInd asit formudur (asidik çözeltilerde baskın olan form budur); Ind ana formdur (alkali çözeltilerde baskındır).
Göstergenin davranışı, aynı iyona sahip daha güçlü bir elektrolit varlığında zayıf bir elektrolitin davranışına benzer. Sonuç olarak denge, Hİnd asit formunun varlığına doğru kayar ve bunun tersi de geçerlidir (Le Chatelier ilkesi).
Deneyim, bazı göstergeleri kullanma olasılığını açıkça göstermektedir:
Tablo No. 15
Özel cihazlar - pH metreler, pH'ı 0 ila 14 aralığında 0,01 doğrulukla ölçmenizi sağlar. Tanım, elektrotlarından biri örneğin cam olan bir galvanik hücrenin EMF'sinin ölçülmesine dayanır.
Hidrojen iyonlarının en doğru konsantrasyonu asit-baz titrasyonu ile belirlenebilir. Titrasyon, konsantrasyonunu belirlemek istediğimiz, titre edilecek çözeltiye, bilinen bir konsantrasyona (titrant) sahip bir çözeltinin küçük porsiyonlarının kademeli olarak eklenmesi işlemidir.
tampon çözeltiler- Seyreltildiğinde veya az miktarda asit veya alkali ile ilave edildiğinde pH'ı nispeten az değişen sistemlerdir. Çoğu zaman aşağıdakileri içeren çözümlerdir:
a) a) Zayıf asit ve tuzu (CH3COOH + CH3COOHa) - asetat tamponu
c) Zayıf baz ve tuzu (NH40H + NH4Cl) - amonyum-amonyum tamponu
c) Farklı Kd (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - fosfat tamponlu iki asit tuzu
Örnek olarak bir asetat tampon solüsyonu kullanan tampon solüsyonlarının düzenleyici mekanizmasını ele alalım.
CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +,
CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +
1. 1) Tampon karışımına az miktarda alkali eklerseniz:
CH3COOH + NaOH " CH3COONa + H20,
NaOH, daha zayıf bir elektrolit H2O oluşturmak için asetik asit ile nötralize edilir. Fazla miktarda sodyum asetat, dengeyi ortaya çıkan aside doğru kaydırır.
2. 2) Az miktarda asit eklerseniz:
CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl
Hidrojen katyonları H + iyonları bağlar CH3COO -
Tampon asetat çözeltisindeki hidrojen iyonlarının konsantrasyonunu bulalım:
Asetik asitin denge konsantrasyonu C ref, (zayıf elektrolit olduğu için) ve [СH3 COO - ] = C tuzu (tuz güçlü bir elektrolit olduğu için), sonra . Henderson-Hasselbach denklemi:
Böylece tampon sistemlerinin pH'ı, tuz ve asit konsantrasyonlarının oranı ile belirlenir. Seyreltildiğinde bu oran değişmez ve tamponun pH'ı seyreltildiğinde değişmez; bu, tampon sistemlerini Ostwald seyreltme yasasının geçerli olduğu saf elektrolit çözeltisinden ayırır.
Tampon sistemlerinin iki özelliği vardır:
1.tampon kuvvet. Mutlak değer tampon kuvveti bağlıdır
tampon sistem bileşenlerinin toplam konsantrasyonu, yani tampon sisteminin konsantrasyonu ne kadar büyük olursa, aynı pH değişikliği için o kadar fazla alkali (asit) gerekir.
2.Tampon tankı (B). Tampon kapasitesi, tamponlama eyleminin gerçekleştiği sınırdır. Tampon karışımı, yalnızca çözeltiye eklenen güçlü asit veya baz miktarı belirli bir sınır değerini - B aşmıyorsa pH'ı sabit tutar. Birim başına pH değerini değiştirmek için tampon karışımının bir litresine eklenmelidir, yani. . Sonuç: Tampon sistemlerinin özellikleri:
1. 1. Seyreltmeye çok az bağımlıdır.
2. 2. Güçlü asitlerin (bazların) eklenmesi, B'nin tampon kapasitesi içinde çok az fark yaratır.
3. 3. Tampon kapasitesi, tampon gücüne (bileşenlerin konsantrasyonuna) bağlıdır.
4. 4. Tampon, çözeltide asit ve tuz eşdeğer miktarlarda mevcut olduğunda maksimum etki gösterir:
Tuz ile \u003d C size; = Kd, k; pH \u003d pK d, k (pH, K d değeri ile belirlenir).
Hidroliz, suyun tuzlarla kimyasal etkileşimidir.. Tuzların hidrolizi proton transferi işlemine indirgenir. Akışının bir sonucu olarak, çözeltiye asidik veya alkali özellikler kazandıran belirli bir fazla hidrojen veya hidroksil iyonu ortaya çıkar. Bu nedenle hidroliz, nötralizasyon işleminin tersidir.
Tuz hidrolizi 2 aşama içerir:
a) Hidratlı iyonların oluşumu ile tuzun elektrolitik ayrışması:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O
alıcı - boş yörüngeli katyonlar)
Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (hidrojen bağı)
c) Anyon hidrolizi. Cl - + HOH à HCl + OH -
c) Katyonda hidroliz. K + + HOH ve KOH +
Zayıf katılımıyla oluşan tüm tuzlar
elektrolitler:
1. Zayıf asitlerin anyonu ve güçlü bazların katyonundan oluşan tuz
CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + NaOH
CH 3 COO - + HOH "CH 3 COOH + OH - , pH> 7
Zayıf asitlerin anyonları, su ile ilgili olarak bazların işlevini yerine getirir - bir proton donörü, bu da OH konsantrasyonunda bir artışa yol açar - , yani. çevrenin alkalileştirilmesi.
Hidroliz derinliği şu şekilde belirlenir: hidroliz derecesi a g:
hidrolize tuz konsantrasyonudur
ilk tuzun konsantrasyonu
a g küçüktür, örneğin 298 K'da 0.1 mol CH3COONa çözeltisi için 10-4'tür.
Hidroliz sırasında, sistemde К р ile karakterize edilen bir denge kurulur.
Bu nedenle, ayrışma sabiti ne kadar küçükse, hidroliz sabiti o kadar büyük olur. Hidroliz sabiti ile hidroliz derecesi aşağıdaki denklemle ilişkilidir:
Artan seyreltme ile, yani. C 0'da azalma, hidroliz derecesi artar.
2. 2. Zayıf bazların katyonu ve güçlü asitlerin anyonunun oluşturduğu tuz
NH4Cl + HOH ↔ NH40H +
NH 4 + + HOH ↔ NH 4OH + H + , pH< 7
Protolitik denge sola kaydırılır, zayıf baz katyonu NH4+ suya göre bir asidin işlevini yerine getirir ve bu da ortamın asitleşmesine yol açar. Hidroliz sabiti aşağıdaki denklemle belirlenir:
Hidrojen iyonlarının denge konsantrasyonu şu şekilde hesaplanabilir: [H + ] eşittir = a g × C0 (başlangıç tuz konsantrasyonu), burada
Ortamın asitliği, bu tip tuzların ilk konsantrasyonuna bağlıdır.
3. Zayıf asitlerin anyonu ve zayıf bazların katyonundan oluşan tuz. Hem katyon hem de anyonu hidrolize eder
NH4CN + HOH à NH40H + HCN
Çözelti ortamının pH'ını belirlemek için K D, k ve K D, bazik'i karşılaştırın.
K D,k > K D,bazik orta hafif asidik
kD, k< К Д,осн à среда слабо щелочная
K D,k \u003d K D,taban à nötr ortam
Sonuç olarak, bu tip tuzun hidroliz derecesi çözeltideki konsantrasyonlarına bağlı değildir.
çünkü ve [OH - ], KD, k ve KD, baz ile belirlenir, ardından
Çözeltinin pH'ı, çözeltideki tuz konsantrasyonlarından da bağımsızdır.
Çok yüklü bir anyon ve tek yüklü bir katyon (amonyum sülfürler, karbonatlar, fosfatlar) tarafından oluşturulan tuzlar, ilk aşamada neredeyse tamamen hidrolize edilir, yani. zayıf bir baz NH40H ve tuzu NH4HS'nin bir karışımı şeklinde çözelti halindedir, yani. amonyum tamponu şeklinde.
Çok yüklü bir katyon ve tek yüklü bir anyon (asetatlar, Al, Mg, Fe, Cu formatları) tarafından oluşturulan tuzlar için, ısıtma üzerine hidroliz artar ve bazik tuzların oluşumuna yol açar.
Nitratların, hipokloritlerin, hipobromitlerin Al, Mg, Fe, Cu hidrolizi tamamen ve geri döndürülemez şekilde ilerler, yani. tuzlar çözeltilerden izole edilmez.
Tuzlar: ZnS, AlPO 4 , FeCO 3 ve diğerleri suda çok az çözünür, ancak iyonlarının bir kısmı hidroliz işleminde yer alır, bu da çözünürlüklerinde bir miktar artışa neden olur.
Krom ve alüminyum sülfürler, karşılık gelen hidroksitlerin oluşumu ile tamamen ve geri dönüşümsüz olarak hidrolize olur.
4. 4. Kuvvetli asitlerin ve kuvvetli bazların anyonunun oluşturduğu tuzlar hidrolize uğramazlar.
Çoğu zaman hidroliz, çeşitli komplikasyonlara neden olan zararlı bir olgudur. yani sentezde inorganik maddeler elde edilen maddedeki sulu çözeltilerden safsızlıklar ortaya çıkar - hidrolizinin ürünleri. Bazı bileşikler tersinmez hidroliz nedeniyle hiç sentezlenemez.
- hidroliz anyon boyunca devam ederse, çözeltiye fazla miktarda alkali eklenir
- hidroliz katyon yoluyla gerçekleşirse, çözeltiye fazla asit eklenir
Böylece, elektrolit çözeltilerinin ilk nitel teorisi Arrhenius (1883 - 1887) tarafından ifade edildi. Bu teoriye göre:
1. 1. Elektrolit molekülleri zıt iyonlara ayrışır
2. 2. Ayrışma ve yeniden birleştirme süreçleri arasında, K D ile karakterize edilen dinamik bir denge kurulur. Bu denge, kütle hareketi yasasına uyar. Parçalanmış moleküllerin fraksiyonu, ayrışma derecesi ile karakterize edilir a. Ostwald yasası D ve a'ya bağlanır.
3. Bir elektrolit çözeltisi (Arrhenius'a göre), elektrolit moleküllerinin, iyonlarının ve çözücü moleküllerinin aralarında etkileşim olmadığı bir karışımdır.
Sonuç: Arrhenius teorisi, düşük konsantrasyonlarda zayıf elektrolit çözeltilerinin birçok özelliğini açıklamayı mümkün kılmıştır.
Bununla birlikte, Arrhenius teorisi yalnızca fiziksel bir yapıya sahipti, yani. aşağıdaki soruları dikkate almadı:
Maddeler çözeltide neden iyonlara ayrılır?
Çözeltilerdeki iyonlara ne olur?
Daha fazla gelişme Arrhenius teorisi Ostwald, Pisarzhevsky, Kablukov, Nernst, vb. Örneğin, hidrasyonun önemi ilk olarak Kablukov (1891) tarafından, elektrolitler teorisinin Mendeleev'in belirttiği yönde gelişimini başlatarak işaret edildi (yani, Mendeleev'in solvat teorisini fiziksel teori ile birleştirmeyi başaran ilk kişi oldu). Arrhenius). Solvasyon, elektrolit etkileşimi sürecidir.
Solvatların karmaşık bileşiklerini oluşturmak için çözücü molekülleri. Çözücü su ise, elektrolitin su molekülleri ile etkileşim sürecine hidrasyon denir ve su komplekslerine kristal hidratlar denir.
Elektrolitlerin kristal haldeki ayrışmasına bir örnek düşünün. Bu süreç iki aşamada sunulabilir:
1. 1. yıkım kristal kafes maddeler DH 0 cr > 0, moleküllerin oluşum süreci (endotermik)
2. 2. solvatlanmış moleküllerin oluşumu, DH 0 solv< 0, процесс экзотермический
Ortaya çıkan çözünme ısısı, DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv iki aşamasının ısılarının toplamına eşittir ve hem negatif hem de pozitif olabilir. Örneğin, kristal kafesin enerjisi KCl = 170 kcal/mol.
K + = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol iyonlarının hidratasyon ısısı ve ortaya çıkan enerji 165 kcal/mol'dür.
Hidratasyon ısısı, kristalden iyonların salınması için gereken enerjiyi kısmen kapsar. Kalan 170 - 165 = 5 kcal / mol, termal hareketin enerjisinden dolayı kaplanabilir ve çözünmeye, ısının emilmesi eşlik eder. çevre. Hidratlar veya solvatlar, endotermik ayrışma sürecini kolaylaştırarak rekombinasyonu daha zor hale getirir.
Ve burada adı geçen iki aşamadan sadece birinin mevcut olduğu bir durum var:
1. gazların çözünmesi - kristal kafesin yok edilmesinin ilk aşaması yoktur, ekzotermik çözünme kalır, bu nedenle gazların çözünmesi kural olarak ekzotermiktir.
2. kristalli hidratları çözerken, solvasyon aşaması yoktur, sadece kristal kafesin endotermik yıkımı kalır. Örneğin, kristalli bir hidrat çözeltisi: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)
DH çözeltisi = DH cr = + 11.7 kJ/mol
Susuz tuz çözeltisi: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H20 (p)
DH çözümü = DH solv + DH cr = - 78,2 + 11.7 = - 66,5 kJ/mol
Biyolojik süreçlerde son derece önemli bir rol, insan, hayvan, bitki ve protozoaların tüm hücre ve dokularının temel bir bileşeni olan (% 58'den% 97'ye kadar) su tarafından oynanır. bugün çarşambaçeşitli biyokimyasal süreçler gerçekleşir.
Suyun iyi bir çözme gücü vardır ve içinde çözünmüş birçok maddenin elektrolitik ayrışmasına neden olur.
Bronsted teorisine göre suyun ayrışma süreci aşağıdaki denkleme göre ilerler:
H 2 0+H 2 0 N 3 Ö + + OH - ; ΔH dis = +56,5 kJ/mol
Şunlar. bir su molekülü vazgeçer ve diğeri bir proton bağlar, su otoiyonizasyonu gerçekleşir:
H 2 0 N + + OH - - proton giderme reaksiyonu
H 2 0 + H + H 3 Ö + - protonasyon reaksiyonu
Elektriksel iletkenlik yöntemiyle belirlenen 298°K'de suyun ayrışma sabiti:
a(H +) - H + iyonlarının aktivitesi (kısalık için H3O + yerine H + yazın);
a (OH -) - OH - iyonlarının aktivitesi;
a (H 2 0) - su aktivitesi;
Suyun ayrışma derecesi çok küçüktür, bu nedenle saf sudaki hidrojen - ve hidroksit - iyonlarının aktivitesi, konsantrasyonlarına neredeyse eşittir. Su konsantrasyonu sabittir ve 55.6 mol'e eşittir.
(1000g: 18g/mol= 55.6mol)
Bu değer, ayrışma sabiti Kd (H 2 0) ifadesine ve hidrojen - ve hidroksit - iyonlarının aktiviteleri yerine, konsantrasyonlarına ikame edilerek yeni bir ifade elde edilir:
K (H 2 0) \u003d C (H +) × C (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 298K'da,
Daha doğrusu, K (H 2 0) \u003d a (H +) × a (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 l 2 -
K(H 2 0) denir suyun iyon ürünü veya otoiyonizasyon sabiti.
Saf suda veya sabit sıcaklıktaki herhangi bir sulu çözeltide, hidrojen - ve hidroksit - iyonlarının konsantrasyonlarının (aktivitelerinin) ürünü, suyun iyonik ürünü olarak adlandırılan sabit bir değerdir.
K(H 2 0) sabiti sıcaklığa bağlıdır. Sıcaklık yükseldiğinde, artar, çünkü. Su ayrışma süreci endotermiktir. 298K'da çeşitli maddelerin saf su veya sulu çözeltilerinde, hidrojen - ve hidroksit - iyonlarının aktivitesi (konsantrasyon) şöyle olacaktır:
a (H +) \u003d a (OH -) \u003d K (H 2 0) \u003d 10 -14 \u003d 10 -7 mol / l.
Asidik veya alkali çözeltilerde, bu konsantrasyonlar artık birbirine eşit olmayacak, ancak konjuge olarak değişecekler: bunlardan birinde bir artışla diğeri buna göre azalacak ve bunun tersi, örneğin,
a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, ürünleri her zaman 10 -14
hidrojen göstergesi
Niteliksel olarak, ortamın reaksiyonu, hidrojen iyonlarının aktivitesi cinsinden ifade edilir. Pratikte, bu değeri kullanmazlar, ancak hidrojen göstergesi pH'ı - mol / l cinsinden ifade edilen hidrojen iyonlarının aktivitesinin (konsantrasyonunun) negatif ondalık logaritmasına sayısal olarak eşit bir değer.
pH= -lga(H + ),
ve seyreltik çözeltiler için
pH= -lgC(H + ).
298K pH=7'de saf su ve nötr ortam için; asit pH çözeltileri için<7, а для щелочных рН>7.
Ortamın reaksiyonu ayrıca hidroksil indeksi ile de karakterize edilebilir:
RON= -lga(ey - )
veya yaklaşık olarak
RON= -IgC(OH - ).
Buna göre tarafsız bir ortamda рОН=рН=7; asidik bir ortamda, pOH> 7 ve alkali bir ortamda, pOH<7.
Suyun iyonik ürünü ifadesinin negatif ondalık logaritmasını alırsak, şunu elde ederiz:
pH + pOH=14.
Bu nedenle pH ve pOH da eşlenik niceliklerdir. Seyreltik sulu çözeltiler için toplamları her zaman 14'tür. pH'ı bilerek, pOH'yi hesaplamak kolaydır:
pH=14 – рОН
ve tersi:
Rey= 14 - pH.
Çözeltilerde aktif, potansiyel (yedek) ve toplam asitlik ayırt edilir.
aktif asitlikçözeltideki hidrojen iyonlarının aktivitesi (konsantrasyon) ile ölçülür ve çözeltinin pH'ını belirler. Kuvvetli asit ve baz çözeltilerinde pH, asit veya bazın konsantrasyonuna ve H iyonlarının aktivitesine bağlıdır. + ve o - formüller kullanılarak hesaplanabilir:
Ah + )= C(l/z asit)×α her biri; pH \u003d - lg bir (H + )
a(OH - )=C(l/z baz)×α her biri; pH \u003d - lg a (OH - )
pH= - lgC(l/z asit) – güçlü asitlerin son derece seyreltik çözeltileri için
РОН= - lgC(l/z baz) - son derece seyreltik baz çözeltileri için
potansiyel asitlik asit moleküllerine bağlı hidrojen iyonlarının sayısı ile ölçülür, yani. ayrışmamış asit moleküllerinin bir "yedeğini" temsil eder.
Genel asitlik- asidin analitik konsantrasyonu ile belirlenen ve titrasyon ile belirlenen aktif ve potansiyel asitliklerin toplamı
Canlı organizmaların şaşırtıcı özelliklerinden biri, asit baz
homeostaz - biyolojik sıvıların, dokuların ve organizmaların pH'ının sabitliği. Tablo 1, bazı biyolojik nesnelerin pH değerlerini sunmaktadır.
tablo 1
Tablodaki verilerden, insan vücudundaki çeşitli sıvıların pH'ının, konuma bağlı olarak oldukça geniş bir aralıkta değiştiği görülebilir. KAN, diğer biyolojik sıvılar gibi, değerleri tablo 2'de sunulan pH değerinin sabit bir değerini koruma eğilimindedir.
Tablo 2
pH'da belirtilen değerlerden sadece 0,3'lük bir artış veya azalmaya doğru bir değişiklik, enzimatik süreçlerin değişiminde bir değişikliğe yol açar ve bu da bir kişide ciddi bir hastalığa neden olur. pH'da sadece 0,4'lük bir değişiklik zaten yaşamla bağdaşmaz. Araştırmacılar, asit-baz dengesinin düzenlenmesinde aşağıdaki kan tampon sistemlerinin rol oynadığını bulmuşlardır: hemoglobin, bikarbonat, protein ve fosfat. Her sistemin tampon kapasitesindeki payı Tablo 3'te sunulmuştur.
Tablo 3
Vücudun tüm tampon sistemleri, etki mekanizmasına göre aynıdır, çünkü zayıf bir asitten oluşurlar: karbonik, dihidrofosforik (dihidrofosfat iyonu), protein, hemoglobin (oksohemoglobin) ve bu asitlerin tuzları, özellikle sodyum, zayıf baz özelliklerine sahiptir. Ancak vücuttaki bikarbonat sisteminin tepki hızı açısından bir eşi olmadığı için, bu sistem yardımıyla vücuttaki ortamın sabitliğini koruma yeteneğini ele alacağız.
Kimyasal olarak saf su, ihmal edilebilir olmasına rağmen ölçülebilir elektrik iletkenliğine sahiptir, çünkü su küçük bir oranda iyonlara ayrışır. Yani oda sıcaklığında, 108 su molekülünden sadece biri ayrışmış formdadır. Suyun elektrolitik ayrışma süreci, O-H bağlarının oldukça yüksek polaritesi ve su molekülleri arasında bir hidrojen bağı sisteminin varlığı nedeniyle mümkündür. Su ayrışma denklemi aşağıdaki gibi yazılır:
2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,
burada H30+ hidrojen hidronyum katyonudur.
Su ayrışma denklemi daha basit bir biçimde yazılabilir:
H 2 O ↔ H + + OH -.
Sudaki hidrojen ve hidroksit iyonlarının varlığı, ona amfolitin spesifik özelliklerini verir, yani. zayıf bir asit ve zayıf bir bazın işlevlerini yerine getirme yeteneği. 22 0 С sıcaklıkta suyun ayrışma sabiti:
burada ve hidrojen katyonlarının ve hidrokso-anyonların sırasıyla g-iyon/l cinsinden denge konsantrasyonları ve mol/l cinsinden suyun denge konsantrasyonudur. Suyun ayrışma derecesinin son derece küçük olduğu göz önüne alındığında, ayrışmamış su moleküllerinin denge konsantrasyonu, 1 litredeki toplam su miktarına eşitlenebilir:
Şimdi (1) ifadesi aşağıdaki biçimde yazılabilir:
dolayısıyla = (1.8 10 -16) 55.56 = 10 -14 g-iyon 2 / l 2.
Hidrojen iyonları ve hidrokso iyonlarının konsantrasyonlarının ürünü sadece su için değil, aynı zamanda sulu tuz çözeltileri, asitler ve alkaliler için de bir sabittir. Bu değer denir suyun iyon ürünü veya su sabiti. Bu nedenle: K H2O \u003d \u003d 10 -14 g-iyon 2 / l 2.
Nötr ortam için = = 10 -7 g-iyon/l. Asitli ortamlarda > , ve alkali ortamlarda< . 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. Hidrojen göstergesi - pH
Bir ortamın reaksiyonunu nicel olarak karakterize etmek için, verilen genellikle hidrojen iyonlarının konsantrasyonu değil, pH ile gösterilen ve olarak adlandırılan bazı koşullu göstergedir. hidrojen indeksi. Hidrojen katyonlarının konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasıdır. pH \u003d - lg.
Nötr bir ortam için pH = -lg 10 -7 = 7;
asit için - pH< 7;
alkali için - pH > 7.
Kavram hidroksil indeksi pOH = - lg [OH -].
pH + pOH = 14.
pH'ın belirlenmesi mühendislikte ve özellikle inşaat sektöründe büyük önem taşımaktadır. Tipik olarak, pH kullanılarak ölçülür göstergeler- hidrojen iyonlarının konsantrasyonuna bağlı olarak rengini değiştirebilen maddeler. Göstergeler, molekülleri ve iyonları farklı renklerle renklendirilmiş zayıf asitler ve bazlardır (Tablo 1).
tablo 1
Ancak göstergeler öyle değil kesin tanım pH değerleri, dolayısıyla modern pH ölçümleri, doğruluğu ± 0.01 pH birimi olan elektrokimyasal yöntemler kullanılarak yapılır.
Saf su, zayıf olmasına rağmen (elektrolit çözeltilere kıyasla), elektriği iletebilir. Bunun nedeni, bir su molekülünün saf sudaki elektrik akımının iletkenleri olan iki iyona parçalanma (ayrışma) yeteneğidir (aşağıdaki ayrışma, elektrolitik ayrışma - iyonlara bozunma anlamına gelir):
Hidrojen indeksi (pH), çözeltilerdeki hidrojen iyonlarının aktivitesini veya konsantrasyonunu karakterize eden bir değerdir. Hidrojen indeksi pH ile gösterilir. Hidrojen indeksi, litre başına mol olarak ifade edilen, hidrojen iyonlarının aktivitesinin veya konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına sayısal olarak eşittir: pH=-lg[ H+ ] Eğer [ H+ ]>10-7 mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - alkali ortam; pH>7. tuz hidrolizi- bu, tuz iyonlarının su iyonlarıyla kimyasal etkileşimi olup, zayıf bir elektrolit oluşumuna yol açar. bir). Hidroliz mümkün değildir Güçlü bir baz ve güçlü bir asitten oluşan bir tuz ( KBr, NaCl, NaNO3), hidrolize uğramaz, çünkü bu durumda zayıf bir elektrolit oluşmaz.Bu tür çözeltilerin pH'ı = 7. Ortamın reaksiyonu nötr kalır. 2). Katyonda hidroliz (sadece katyon su ile reaksiyona girer). Zayıf baz ve kuvvetli asidin oluşturduğu tuzda
(FeCl2,NH4CI, Al2(SO4)3,MgSO4)
katyon hidrolize uğrar:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + H+
Hidroliz sonucunda zayıf bir elektrolit, H+ iyonu ve diğer iyonlar oluşur. çözelti pH'ı< 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)
anyon tarafından hidrolize uğrar, bu da zayıf bir elektrolit, hidroksit iyonu OH- ve diğer iyonların oluşumuyla sonuçlanır.
K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>HSiO3- + 2K+ + OH-
Bu tür çözeltilerin pH'ı > 7'dir (çözelti bir alkali reaksiyon kazanır).4). Ortak hidroliz (hem katyon hem de anyon su ile reaksiyona girer). Zayıf bir baz ve zayıf bir asitten oluşan tuz
(CH 3COONH 4, (NH 4) 2CO 3, Al2S3),
hem katyon hem de anyonu hidrolize eder. Sonuç olarak, düşük ayrışmalı baz ve asit oluşur. Bu tür tuzların çözeltilerinin pH'ı, asit ve bazın bağıl kuvvetine bağlıdır. Bir asit ve bir bazın kuvvetinin bir ölçüsü, karşılık gelen reaktifin ayrışma sabitidir. Bu çözeltilerin ortamının reaksiyonu nötr, hafif asidik veya hafif alkali olabilir:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^
Hidroliz geri dönüşümlü bir işlemdir. Reaksiyon çözünmeyen bir baz ve (veya) bir uçucu asit üretirse hidroliz geri dönüşümsüz olarak ilerler.
