Струм та напруга дисоціація води. Електролітична дисоціація води. Константа дисоціації води. Іонний добуток води. Електронні хмари орбіталей із різними значеннями l мають різну конфігурацію, а з однаковими l схожу
Приватним випадком дисоціації (процесу розпаду більших частинок речовини - молекул іонів або радикалів - на частинки меншого розміру) є електролітична дисоціація, при якій нейтральні молекули речовини, званої електролітом, в розчині (внаслідок впливу молекул полярного розчинника) розпадаються на заряджені частинки: катіони та аніони. Цим пояснюється здатність проводити струм.
Прийнято ділити всі електроліти на дві групи: слабкі та сильні. Вода відноситься до слабких електролітів, дисоціація води характеризується невеликою кількістю дисоційованих молекул, оскільки вони досить стійкі та практично не розпадаються на іони. Чиста (без домішок) вода слабо проводить електричний струм. Це зумовлено хімічною природою самої молекули, коли позитивно поляризовані атоми водню впроваджено в електронну оболонку порівняно невеликого атома кисню, який негативно поляризований.
Сила і слабкість електролітів характеризується (позначається α, часто ця величина виражається в % від 0 до 100 або в частках одиниці від 0 до 1) — здатністю розпадатися на іони, тобто ставленням кількості частинок, що розпалися, до частинок до розпаду. Такі речовини, як кислоти, солі та основи під дією полярних розпадаються на іони повністю. Дисоціація води супроводжується розпадом молекул Н2О на протон Н+ та гідроксильну групу ОН-. Якщо уявити рівняння дисоціації електроліту як: М=К++А- , тоді дисоціація води то, можливо виражена рівнянням: Н2О↔Н++ОН-, а рівняння, з допомогою якого розраховується ступінь дисоціації води, можна у двох видах (через концентрацію утворених протонів або концентрацію утворених гідроксильних груп): α=[Н+]/[Н2О] або α=[ОН-]/[Н2О]. Так як на величину α впливає не тільки хімічна природаречовини, але й концентрація розчину або його температура, то прийнято говорити про уявний (уявний) ступінь дисоціації.
Схильність молекул слабких електролітів, включаючи воду, розпадатися на іони більшою мірою характеризується константою дисоціації (частковий випадок константи рівноваги), яку прийнято позначати як Кд. Для розрахунку цієї величини застосовується закон діючих мас, який встановлює співвідношення між масами отриманих та вихідних речовин. Електролітична дисоціаціяводи - це розпад вихідних молекул води на протони водню та гідроксильну групу, тому виражається рівнянням: Кд = [Н +]. [ОН-]/[Н2О]. Ця величина для води є постійною і залежить тільки від температури при температурі, що дорівнює 25оС, Кд=1.86.10-16.
Знаючи молярну масу води (18 г/моль), а також нехтуючи концентрацією дисоційованих молекул і приймаючи масу 1 дм3 води за 1000 г, можна розрахувати концентрацію недисоційованих молекул 1 дм3 води: [Н2О]=1000/18,0153=55,51 моль/дм3. Тоді з рівняння константи дисоціації можна знайти добуток концентрацій протонів та гідроксильних груп: [Н+].[ОН-]=1,86.10-16.55,51=1.10-14. При вилученні квадратного кореняз отриманої величини одержують концентрацію протонів (іонів водню), визначальну кислотність розчину та рівну концентрації гідроксильних груп: [Н+]=[ОН-]=1.10-7.
Але в природі води такої чистоти немає через присутність у ній розчинених газів чи забруднення води іншими речовинами (фактично вода — це розчин різних електролітів), тому за 25оС концентрація протонів водню чи концентрація гідроксильних груп відрізняється від величини 1.10-7. Тобто кислотність води обумовлена перебігом не лише такого процесу, як дисоціація води. є негативним логарифмом концентрації водневих іонів (рН), він введений для оцінки кислотності або лужності води та водних розчинів, оскільки числами з негативними ступенямикористуватися скрутно. Для чистої води рН=7, але так як у природі чистої води немає, і дисоціація води протікає поряд з розпадом інших розчинених електролітів, то водневий показник може бути меншим або більше 7, тобто для води практично рН≠7.
Важливою особливістю рідкої води є її здатність до мимовільної дисоціації щодо реакції:
Н 2 О(ж) « Н + (водн) + ВІН - (водн)
Цей процес називається ще самоіонізацією чи автопротолізом. Протони Н +, що утворилися, і аніони ВІН - оточені певним числом полярних молекул води, тобто. гідратовані: Н + ×nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Первинна гідратація може бути представлена рядом аквакомплексів: Н 3 Про +; Н 5 Про 2 +; Н 7 Про 3 +; Н 9 Про 4 + серед яких переважають іони Н 9 Про 4 + (Н + × 4H 2 O). Час життя всіх цих іонів у воді обмаль, т.к. протони постійно мігрують від одних молекул
води до інших. Зазвичай в рівняннях для простоти використовують тільки катіон складу Н 3 О + (Н + × H 2 O), званий іоном гідроксонію.
Процес дисоціації води з урахуванням гідратації протона та утворення іона гідроксонію може бути записаний: 2Н 2 О « Н 3 О + + ВІН -
Вода – слабкий електроліт, ступінь дисоціації якого
Оскільки à С дорівнює (Н 2 О)» С вих (Н 2 О) або [Н 2 О] дорівнює ≈ [Н 2 О] вих
– кількість молей, що міститься в одному літрі води. З вих (Н 2 Про) у розведеному розчині залишається постійною. Ця обставина дозволяє включити С рівн (Н 2 Про) до константи рівноваги.
Таким чином, добуток двох постійних величин дає нову постійну, яку називають іонним добутком води. За температури 298 К .
¾- Постійність іонного добутку води означає, що у будь-якому водному розчині: кислотному, нейтральному або лужному – завжди є обидва види іонів (Н + і ОН -)
¾- У чистій воді концентрації водневих та гідроксильних іонів рівні та за нормальних умов становлять:
K w 1/2 = 10 -7 моль/л.
¾- При додаванні кислот концентрація [Н + ] збільшується, тобто. рівновага зміщується вліво, а концентрація [ОН - ] зменшується, проте W залишається рівною 10 -14 .
У кислому середовищі > 10 -7 моль/л, а< 10 -7 моль/л
У лужному середовищі< 10 -7 моль/л, а >10 -7 моль/л
На практиці для зручності використовують водневий показник (рН)та гідроксильний показник (РОН) середовища.
Це взятий зі зворотним знаком десятковий логарифм концентрацій (активностей) відповідно іонів водню або гідроксильних іонів у розчині: рН = - lg, рОН = - lg
У водних розчинах рН + РОН = 14.
Таблиця №14.
K w залежить від температури (бо дисоціація води – ендотермічний процес)
K w (25 o C) = 10 -14 Þ рН = 7
K w (50 o C) = 5,47×10 -14 рН = 6,63
Вимірювання рН використовується надзвичайно широко. У біології та медицині величина рН біологічних рідин служить визначення патологій. Наприклад, у нормі рН сироватки крові становить 7,4±0,05; слини - 6,35..6,85; шлункового соку – 0,9..1,1; сліз - 7,4 ± 0,1. У сільському господарствірН характеризує кислотність ґрунтів, екологічний стан природних вод тощо.
Кислотно-основними індикаторами називаються хімічні сполуки, що змінюють своє забарвлення в залежності від рН середовища, в якому вони знаходяться. Ви напевно звертали увагу на те, як змінюється колір чаю, якщо в нього покласти лимон – це приклад дії кислотно-основного індикатора.
Індикатори, як правило, є слабкими органічними кислотами або основами і можуть існувати в розчинах у вигляді двох таутомерних форм:
HInd H + + Ind - , де HInd - кислотна форма (це форма, яка переважає в кислих розчинах); Ind – основна форма (переважає у лужних розчинах).
Поведінка індикатора подібна до поведінки слабкого електроліту в присутності сильнішого з однойменним іоном. Чим більше відтак рівновага зміщується у бік існування кислотної форми HInd і навпаки (принцип Ле-Шательє).
Досвід показує можливість використання деяких індикаторів:
Таблиця №15
Спеціальні прилади – рН-метри дозволяють вимірювати рН з точністю до 0,01 в інтервалі від 0 до 14. Визначення ґрунтується на вимірі ЕРС гальванічного елемента, один з електродів якого є, наприклад, скляним.
Найбільш точно концентрацію водневих іонів можна визначити методом кислотно-основного титрування. Титрування – це процес поступового додавання невеликими порціями розчину відомої концентрації (титранта) до розчину, що титрується, концентрацію якого хочемо визначити.
Буферні розчини- Це системи, рН яких відносно мало змінюється при розведенні або додаванні до них невеликих кількостей кислот або лугів. Найчастіше вони є розчинами, що містять:
a) а) Слабу кислоту та її сіль (СН 3 СООН + СН 3 СООNa) – ацетатний буфер
в) Слабка основа та її сіль (NH 4 OH + NH 4 Cl) – аміачно-амонійний буфер
с) Дві кислі солі з різними K д (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) – фосфатний буфер
Регулюючий механізм буферних розчинів розглянемо з прикладу ацетатного буферного розчину.
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + ,
CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +
1. 1) якщо додати невелику кількість лугу до буферної суміші:
CH 3 COOH + NaOH «CH 3 COONa + H 2 O,
NaOH нейтралізується оцтовою кислотою з утворенням слабшого електроліту H 2 O. Надлишок натрію ацетату зміщує рівновагу у бік кислоти, що утворилася.
2. 2)якщо додати невелику кількість кислоти:
CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl
Катіони водню Н+ зв'язують іони CH3COO -
Знайдемо концентрацію іонів водню у буферному ацетатному розчині:
Рівноважна концентрація оцтової кислоти рана C вих,к (т.к. слабкий електроліт), а [СH 3 COO - ] = C солі (т.к. сіль є сильним електролітом), то . Рівняння Гендерсона-Хасельбаха:
Таким чином, рН буферних систем визначається співвідношенням концентрацій солі та кислоти. При розведенні це співвідношення не змінюється і буфера рН не змінюється при розведенні, це відрізняє буферні системи від розчину чистого електроліту, для якого справедливий закон розведення Оствальда.
Існує дві характеристики буферних систем:
1.Буферна сила. Абсолютна величинабуферної сили залежить від
загальної концентрації компонентів буферної системи, тобто. чим більше концентрація буферної системи, тим більше потрібно лугу (кислоти) для однієї й тієї ж зміни рН.
2.Буферна ємність (В).Буферна ємність - це межа, в якій проявляється буферна дія. Буферна суміш підтримує рН постійним лише за умови, що кількість доданих до розчину сильної кислоти або основи не перевищує певної граничної величини – В. Буферна ємність визначається числом г/екв сильної кислоти (основи), яку необхідно додати до одного літра буферної суміші, щоб змінити значення рН на одиницю, тобто. . Висновок: Властивості буферних систем:
1. 1. мало залежить від розведення.
2. 2. Додавання сильних кислот (підстав) мало змінює у межах буферної ємності У.
3. 3.Буферна ємність залежить від буферної сили (від концентрації компонентів).
4. 4.Максимальна дія виявляє буфер у разі, коли кислота і сіль присутні в розчині в еквівалентних кількостях:
З солі = З к-ти; = До д, до; рН = рК д, до (рН визначається значенням К д).
Гідроліз – це хімічна взаємодія води із солями. Гідроліз солей зводиться до процесу передачі протонів. В результаті його протікання з'являється деякий надлишок водневих або гідроксильних іонів, що повідомляють розчин кислотні або лужні властивості. Таким чином, гідроліз оборотний процесу нейтралізації.
Гідроліз солей включає 2 стадії:
а) Електролітична дисоціація солі з утворенням гідратованих іонів:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O (зв'язок донорно-акцепторний, донор – атом О, що має 2 неподілені електронні пари,
акцептор - катіони з вакантними орбіталями)
Cl - + yH 2 O « Cl - ×yH 2 O (водневий зв'язок)
в) Гідроліз з аніону. Cl - + HOH à HCl + OH -
с) Гідроліз з катіону. K + + HOH à KOH +
Гідролізу піддаються всі солі, утворені за участю слабких
електролітів:
1.Сіль, утворена аніоном слабких кислот і катіоном сильних основ
CH 3 COONa + HOH « CH 3 COOH + NaOH
CH 3 COO - + НОН « CH 3 COOН + OH - , рН > 7
Аніони слабких кислот виконують функцію підстав щодо води – донору протонів, що зумовлює збільшення концентрації ОН - , тобто. підлужування середовища.
Глибина протікання гідролізу визначається: ступенем гідролізу a г:
- Концентрація солі, що зазнала гідролізу
- Концентрація вихідної солі
a г невелика, наприклад, для 0,1 молячи розчину CH 3 COONa при 298 К вона дорівнює 10 -4 .
При гідролізі в системі встановлюється рівновага, що характеризується
Отже, що менше константа дисоціації, то більше вписувалося константа гідролізу. Ступінь гідролізу з константою гідролізу пов'язана рівнянням:
Зі збільшенням розведення, тобто. зменшенням З 0 ступінь гідролізу збільшується.
2. 2.Сіль, утворена катіоном слабких основ та аніоном сильних кислот
NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +
NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + pH< 7
Протолітична рівновага зміщена вліво, катіон слабкої основи NH 4 + виконує функцію кислоти по відношенню до води, що призводить до підкислення середовища. Константа гідролізу визначається за рівнянням:
Рівноважна концентрація іонів водню може бути обчислена: [Н + ] дорівнює = a г × С 0 (вихідна концентрація солі), де
Кислотність середовища залежить від вихідної концентрації солей такого виду.
3. 3.Сіль, утворена аніоном слабких кислот і катіоном слабких основ. Гідролізується і катіоном і аніоном
NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN
Для визначення рН середовища розчину порівнюють До Д, до Д, осн
До Д,к > До Д,осн à середовище слабо кисле
До Д, до< К Д,осн à среда слабо щелочная
До Д, до = К Д, ос à середовище нейтральне
Отже, ступінь гідролізу цього виду солей не залежить від їхньої концентрації в розчині.
т.к. і [ВІН - ] визначаються До Д, до Д, осн, то
рН розчину також залежить від концентрацій солі в розчині.
Солі, утворені багатозарядним аніоном і однозарядним катіоном (сульфіди, карбонати, фосфати амонію) майже повністю гидролизуются першою щаблем, тобто. перебувають у розчині як суміші слабкого підстави NH 4 OH та її солі NH 4 HS, тобто. як амонійного буфера.
Для солей, утворених багатозарядним катіоном та однозарядним аніоном (ацетати, форміати Al, Mg, Fe, Cu) гідроліз посилюється при нагріванні та призводить до утворення основних солей.
Гідроліз нітратів, гіпохлоритів, гіпобромітів Al, Mg, Fe, Cu протікає повністю і необоротно, тобто. солі не виділені із розчинів.
Солі: ZnS, AlPO 4 , FeCO 3 та ін у воді малорозчинні, проте частина їх іонів бере участь у процесі гідролізу, це призводить до деякого зростання їх розчинності.
Сульфіди хрому та алюмінію гідролізуються повністю та незворотно з утворенням відповідних гідроксидів.
4. 4.Солі, утворені аніоном сильних кислот і сильних основ гідролізу не піддаються.
Найчастіше гідроліз - шкідливе явище, що викликає різні ускладнення. Так при синтезі неорганічних речовинз водних розчинів у речовині з'являються домішки – продукти його гідролізу. Деякі сполуки через незворотно протікає гідроліз взагалі не вдається синтезувати.
· Якщо гідроліз протікає по аніону, то в розчин додають надлишок лугу
· Якщо гідроліз протікає по катіону, то в розчин додають надлишок кислоти
Отже, перша якісна теорія розчинів електролітів було висловлено Арреніусом (1883 – 1887 р.). За цією теорією:
1. 1.Молекули електроліту дисоціюють на протилежні іони
2. 2.Между процесами дисоціації та рекомбінації встановлюється динамічна рівновага, яке характеризується До Д. Ця рівновага підпорядковується закону дії мас. Частку молекул, що розпалися, характеризує ступінь дисоціації a. До Д і a пов'язує закон Оствальда.
3. 3.Раствор електроліту (по Аррениусу) – це суміш молекул електроліту, його іонів та молекул розчинника, між якими відсутня взаємодія.
Висновок: теорія Арреніуса дозволила пояснити багато властивостей розчинів слабких електролітів при невеликій концентрації.
Проте, теорія Арреніуса мала лише фізичний характер, тобто. не розглядала питання:
· Чому речовини в розчинах розпадаються на іони?
· Що відбувається з іонами в розчинах?
Подальший розвитоктеорія Арреніуса отримала на роботах Оствальда, Писаржевського, Каблукова, Нернста тощо. Наприклад, на важливе значення гідратації вперше вказав Каблуков (1891), започаткувавши розвиток теорії електролітів у напрямку, який вказував Менделєєв (тобто йому вперше вдалося поєднати сольватну теорію Менделєєва з фізичною теорією Арреніуса). Сольватація – це процес взаємодії електроліту
молекулами розчинника з утворенням комплексних сполук сольватів Якщо розчинником є вода, отже, процес взаємодії електроліту з молекулами води називається гідратацією, а аквакомплекси – кристалогідратами.
Розглянемо приклад дисоціації електролітів, що у кристалічному стані. Цей процес можна представити на дві стадії:
1. 1.руйнування кристалічних ґратречовини DН 0 кр > 0, процес утворення молекул (ендотермічний)
2. 2.утворення сольватованих молекул, DН 0 сольв< 0, процесс экзотермический
Результуюча теплота розчинення дорівнює сумі теплот двох стадій DН 0 раств = DН 0 кр + DН 0 сольв і може бути як негативною, так і позитивною. Наприклад, енергія кристалічних грат KCl = 170 ккал/моль.
Теплота гідратації іонів К + = 81 ккал/моль, Cl - = 84 ккал/моль, а результуюча енергія дорівнює 165 ккал/моль.
Теплота гідратації частково покриває енергію необхідну виділення іонів з кристала. 170 - 165 = 5 ккал/моль, що залишилися, можуть бути покриті за рахунок енергії теплового руху, і розчинення супроводжується поглинанням теплоти з довкілля. Гідрати чи сольвати полегшують ендотермічний процес дисоціації, ускладнюючи рекомбінацію.
А ось ситуація, коли є тільки одна з двох названих стадій:
1.розчинення газів – немає першої стадії руйнування кристалічних ґрат, залишається екзотермічна сольватація, отже розчинення газів, як правило, екзотермічно.
2.при розчиненні кристалогідратів відсутня стадія сольватації, залишається лише ендотермічне руйнування кристалічних ґрат. Наприклад, розчин кристалогідрату: CuSO 4 × 5H 2 O (т) a CuSO 4 × 5H 2 O (р)
DН розчин = DН кр = + 11,7 кДж/моль
Розчин безводної солі: CuSO 4 (т) CuSO 4 (р) CuSO 4 × 5H 2 O (р)
DН раств =DН сольв + DН кр = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 кДж/моль
Винятково важливу роль у біологічних процесах відіграє вода, яка є обов'язковою складовою (від 58 до 97%) всіх клітин і тканин людини, тварин, рослин та найпростіших організмів. це середовище, вякою протікають найрізноманітніші біохімічні процеси.
Вода має хорошу розчинну здатність і викликає електролітичну дисоціацію багатьох розчинених у ній речовин.
Процес дисоціації води згідно з теорією Бренстеда протікає за рівнянням:
Н 2 0+Н 2 0 Н 3 Про + + ВІН - ; ΔН дис = +56,5 КДж/моль
Тобто. одна молекула води віддає, а інша - приєднує протон, відбувається автоіонізація води:
Н 2 0 Н + + ВІН - - Реакція депротонування
Н 2 0 + Н + Н 3 Про + - реакція протонування
Константа дисоціації води при 298°К, визначена методом електричної провідності, дорівнює:
а(Н+) – активність іонів Н+ (для стислості замість НзО+ пишуть Н+);
а(ВІН -) - активність іонів ВІН - ;
а(Н 2 0) - активність води;
Ступінь дисоціації води дуже мала, тому активність водень - і гідроксид - іонів у чистій воді практично дорівнюють їх концентраціям. Концентрація води є постійною величиною і дорівнює 556 моль.
(1000г: 18г/моль = 55,6 моль)
Підставляючи вираз для константи дисоціації Кд(Н 2 0) це значення, а замість активностей водень - і гідроксид - іонів їх концентрації, отримують новий вираз:
К(Н 2 0)=З(Н +)×С(ОН -)=10 -14 мол 2 /л 2 при 298К,
Більш точно К(Н 2 0)= а(Н +)×а(ОН -)= 10 -14 моль 2 л 2 -
К(Н 2 0) називають іонним добутком води або константою автоіонізації.
У чистій воді або будь-якому водному розчині при постійній температурі добуток концентрацій (активностей) водень - і гідроксид - іонів є постійна величина, звана іонним добутком води.
Константа К(Н 20) залежить від температури. У разі підвищення температури вона збільшується, т.к. процес дисоціації води – ендотермічний. У чистій воді або водних розчинах різних речовин при 298К активності (концентрації) водень та гідроксид іонів становитимуть:
а(Н +)=а(ВІН -)=К(Н 2 0) = 10 -14 =10 -7 моль/л.
У кислих або лужних розчинах ці концентрації вже не будуть рівними один одному, але змінюватися будуть поєднано: при збільшенні однієї з них відповідно буде зменшуватися інша і навпаки, наприклад,
а(Н +)=10 -4 , а(ОН -)=10 -10 їхній твір завжди становить 10 -14
Водневий показник
Якісно реакцію середовища виражають через активність водневих іонів. Насправді користуються цією величиною, а водневим показником рН - величиною, чисельно рівної негативному десятковому логарифму активності (концентрації) водневих іонів, вираженої в моль/л.
рН = -lga(H + ),
а для розбавлених розчинів
рН = -lgC(H + ).
Для чистої води та нейтральних середовищ при 298К рН=7; для кислих розчинів рН<7, а для щелочных рН>7.
Реакцію середовища можна охарактеризувати і гідроксильним показником:
рОН = -lga(OH - )
або наближено
рОН = -IgС(ОH - ).
Відповідно в нейтральному середовищі рОН = рН = 7; у кислому середовищі рОН>7, а в лужному рОН<7.
Якщо взяти негативний десятковий логарифм вираження іонного добутку води, отримаємо:
рН + рОН = 14.
Отже, рН та рОН також є сполученими величинами. Їхня сума для розведених водних розчинів завжди дорівнює 14. Знаючи рН, легко обчислити рОН:
рН = 14 - рОН
і навпаки:
рOH= 14 – рН.
У розчинах розрізняють активну, потенційну (резервну) та загальну кислотність.
Активна кислотністьвимірюється активністю (концентрацією) водень-іонів у розчині та визначає рН розчину. У розчинах сильних кислот і основ рН залежить від концентрації кислоти або основи, і активність іонів Н + та ВІН - може бути розрахована за формулами:
а(Н + )= C(l/z кислота)×α каж.; рН = - lg а (Н + )
a(ВІН - )=C(l/z основа)×α каж.; рН = - lg а (ВІН - )
рН= - lgC(l/z кислота) – для гранично розбавлених розчинів сильних кислот
рОН= - lgC(l/z основа) - для гранично розбавлених розчинів основ
Потенційна кислотністьвимірюється кількістю водень-іонів, що у молекулах кислоти, тобто. є «запасом» недисоційованих молекул кислоти.
Загальна кислотність- сума активної та потенційної кислотностей, яка визначається аналітичною концентрацією кислоти та встановлюється титруванням
Однією з дивовижних властивостей живих організмів є кислотно-основний
гомеостаз -сталість рН біологічних рідин, тканин та організмів. У таблиці 1 подано значення рН деяких біологічних об'єктів.
Таблиця 1
З даних таблиці видно, що рН різних рідин організмі людини змінюється у досить широких межах залежно від місцезнаходження. КРОВ,як і інші біологічні рідини, прагне зберегти постійне значення водневого показника, значення якого наведено в таблиці 2
Таблиця 2
Зміни рН від зазначених величин лише на 0,3 у бік збільшення чи зменшення призводить до зміни обміну ферментативних процесів, що з людини викликає тяжкий хворобливий стан. Зміна рН лише на 0,4 вже несумісна з життям. Дослідники встановили, що у регуляції кислотно-лужної рівноваги беруть участь такі буферні системи крові: гемоглобінова, бікарбонатна, білкова та фосфатна. Частка кожної системи буферної ємності представлена в таблиці 3.
Таблиця 3
Усі буферні системи організму механізму дії єдині, т.к. складаються вони із слабкої кислоти: вугільної, дигідрофосфорної (дигідрофосфат-іон), білкової, гемолабінової (оксогемоглобінової) і солей цих кислот, в основному натрієвих, що володіють властивостями слабких основ. Але оскільки за швидкістю реакції у відповідь бікарбонатна система в організмі не має собі рівних, то здатність зберігати сталість середовища в організмі розглянемо за допомогою цієї системи.
Хімічно чиста вода має хоч і мізерну, але вимірну електропровідність, оскільки вода в незначній мірі дисоціює на іони. Так, при кімнатній температурі лише приблизно одна з 10 8 молекул води знаходиться в дисоційованій формі. Процес електролітичної дисоціації води можливий завдяки досить високій полярності зв'язків О-Н та наявності між молекулами води системи водневих зв'язків. Рівняння дисоціації води записується так:
2H 2 O ↔ H 3 O + + OH - ,
де H 3 O + - катіон гідроксонію водню.
Рівняння дисоціації води можна записати у простішій формі:
H 2 O ↔ H + + OH - .
Присутність у питній воді іонів водню і гидроксида надають їй специфічні властивості амфоліту, тобто. здатність виконувати функції слабкої кислоти та слабкої основи. Константа дисоціації води при температурі 22 0 С:
де і – рівноважні концентрації в г-іон/л відповідно катіонів водню та гідроксо-аніонів, а – рівноважна концентрація води у моль/л. Враховуючи, що ступінь дисоціації води надзвичайно мала, рівноважну концентрацію недисоційованих молекул води цілком можна прирівняти до загальної кількості води, що полягає в 1 л:
Тепер вираз (1) можна записати у такому вигляді:
звідси = (1,8 10 -16) 55,56 = 10 -14 г-іон 2/л 2 .
Добуток концентрацій іонів водню та гідроксо-іонів є константою не тільки для води, але й для водних розчинів солей, кислот та лугів. Ця величина називається іонним витвіром водиабо константою води.Отже: До Н2О = = 10 -14 г-іон 2/л2.
Для нейтральних середовищ = = 10 -7 г-іон/л. У кислих середовищах > , а лужних< . 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. Водневий показник – рН
Для кількісної характеристики реакції середовища зазвичай наводять не концентрації водневих іонів, а застосовують певний умовний показник, що позначається через рН і називається водневим показником.Він є негативним десятковим логарифмом концентрації катіонів водню. рН = - lg.
Для нейтрального середовища рН = -lg 10 -7 = 7;
для кислотної - рН< 7;
для лужної – рН >7.
Аналогічно вводиться поняття гідроксильного показникарОН = - lg [ОH -].
рН + рОН = 14.
Визначення рН має колосальне значення у техніці і, зокрема, у будівельній справі. Зазвичай величину рН вимірюють за допомогою індикаторів- Речовин, здатних змінювати своє забарвлення в залежності від концентрації іонів водню. Індикаторами є слабкі кислоти та основи, молекули та іони яких забарвлені у різний колір (табл. 1).
Таблиця 1
Однак індикатори дають не точне визначеннязначення рН, тому сучасні виміри рН виробляються з використанням електрохімічних методів, точність яких становить ±0,01 одиниці рН.
Чиста вода, хоч і погано (порівняно з розчинами електролітів), але може проводити електричний струм. Це викликано здатністю молекули води розпадатися (дисоціювати) на два іони які є провідниками електричного струму в чистій воді (нижче під дисоціацією мається на увазі електролітична дисоціація - розпад на іони):
Водневий показник (рН) - величина, що характеризує активність або концентрацію іонів водню в розчинах. Водневий показник позначається рН. Водневий показник чисельно дорівнює негативному десятковому логарифму активності або концентрації іонів водню, вираженої в молях на літр: pH=-lg[H+] Якщо [H+]>10-7моль/л, [OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7моль/л -середовище лужне; рН>7. Гідроліз солей- це хімічна взаємодія іонів солі з іонами води, що веде до утворення слабкого електроліту. 1). Гідроліз не можливий Сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою ( KBr, NaCl, NaNO3), гідролізу піддаватися не буде, тому що в цьому випадку слабкий електроліт не утворюється. рН таких розчинів = 7. Реакція середовища залишається нейтральною. 2). Гідроліз по катіону (в реакцію з водою вступає лише катіон). У солі, утвореній слабкою основою та сильною кислотою
(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)
гідролізу піддається катіон:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + Н+
В результаті гідролізу утворюється слабкий електроліт, іон H+ та інші іони. рН розчину< 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион). Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой
(КClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa)
піддається гідролізу по аніону, внаслідок чого утворюється слабкий електроліт, гідроксид-іон ОН- та інші іони.
K2SiO3 + НОH<=>KHSiO3 + КОН 2K+ +SiO32- + Н+ + ОH-<=>НSiO3- + 2K+ + ВІН-
рН таких розчинів > 7 (розчин набуває лужної реакції).4). Спільний гідроліз (в реакцію з водою вступає і катіон та аніон). Сіль, утворена слабкою основою та слабкою кислотою
(СН 3СООNН 4, (NН 4)2СО 3, Al2S3),
гідролізується і з катіону, і з аніону. В результаті утворюються малодисоціюючі основа та кислота. рН розчинів таких солей залежить від відносної сили кислоти та основи. Мірою сили кислоти та основи є константа дисоціації відповідного реактиву. Реакція середовища цих розчинів може бути нейтральною, слабокислою або слаболужною:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^
Гідроліз – процес оборотний. Гідроліз протікає незворотно, якщо в результаті реакції утворюється нерозчинна основа та (або) летуча кислота
