Suvning oqim va kuchlanish dissotsiatsiyasi. Suvning elektrolitik dissotsiatsiyasi. Suv dissotsiatsiya konstantasi. Suvning ion mahsuloti. l ning har xil qiymatlariga ega bo'lgan orbitallarning elektron bulutlari turli xil konfiguratsiyaga ega va bir xil l ga ega bo'lganlar o'xshash konfiguratsiyaga ega.
Dissotsiatsiyaning alohida holati (moddaning kattaroq zarralari - ion molekulalari yoki radikallarning kichikroq zarrachalarga parchalanish jarayoni) elektrolitik dissotsiatsiya bo'lib, eritmada elektrolit deb ataladigan moddaning neytral molekulalari (polyar ta'sir qilish natijasida) erituvchi molekulalari) zaryadlangan zarrachalarga parchalanadi: kationlar va anionlar. Bu oqim o'tkazish qobiliyatini tushuntiradi.
Barcha elektrolitlarni ikki guruhga bo'lish odatiy holdir: zaif va kuchli. Suv kuchsiz elektrolitlarga tegishli, suvning dissotsiatsiyasi oz miqdordagi dissotsilangan molekulalar bilan tavsiflanadi, chunki ular juda barqaror va amalda ionlarga parchalanmaydi. Toza (iflossiz) suv elektr tokini zaif o'tkazadi. Bu molekulaning kimyoviy tabiati bilan bog'liq bo'lib, musbat qutblangan vodorod atomlari manfiy qutblangan nisbatan kichik kislorod atomining elektron qobig'iga kiritilgan.
Elektrolitlarning kuchi va kuchsizligi xarakterlanadi (a bilan belgilanadi, ko'pincha bu qiymat 0 dan 100 gacha% yoki 0 dan 1 gacha bo'lgan birlikning kasrlarida ifodalanadi) - ionlarga parchalanish qobiliyati, ya'ni ionlarning nisbati. chirigan zarralar soni parchalanishdan oldingi zarrachalar soniga. Kislotalar, tuzlar va asoslar kabi moddalar qutbli moddalar ta'sirida butunlay ionlarga parchalanadi. Suvning dissotsiatsiyasi H2O molekulalarining proton H+ va OH- gidroksil guruhiga parchalanishi bilan kechadi. Agar elektrolitlar dissotsilanish tenglamasini M=K++A- ko‘rinishda ifodalasak, u holda suvning dissotsilanishini H2O↔H++OH- tenglamasi va suvning dissotsilanish darajasi bo‘lgan tenglama bilan ifodalash mumkin. hisoblangan ikki shaklda (hosil bo'lgan protonlar konsentratsiyasi yoki hosil bo'lgan gidroksil guruhlar konsentratsiyasi orqali) ifodalanishi mumkin: a=[H+]/[H2O] yoki a=[OH-]/[H2O]. Chunki a ning qiymati nafaqat ta'sir qiladi kimyoviy tabiat modda, balki eritmaning konsentratsiyasi yoki uning harorati, keyin dissotsiatsiyaning ko'rinadigan (xayoliy) darajasi haqida gapirish odatiy holdir.
Kuchsiz elektrolit molekulalarining, jumladan, suvning ionlarga parchalanish tendentsiyasi asosan Kd deb ataladigan dissotsilanish konstantasi (muvozanat konstantasining alohida holati) bilan tavsiflanadi. Ushbu qiymatni hisoblash uchun olingan va boshlang'ich moddalarning massalari o'rtasidagi nisbatni o'rnatadigan massa ta'siri qonuni qo'llaniladi. Elektrolitik dissotsiatsiya suv - bu asl suv molekulalarining vodorod protonlari va gidroksil guruhiga parchalanishi, shuning uchun u tenglama bilan ifodalanadi: Kd \u003d [H +] . [OH-]/[H2O]. Suv uchun bu qiymat doimiy va faqat haroratga bog'liq, 25 ° C ga teng haroratda, Kd = 1.86.10-16.
Suvning molyar massasini (18 gramm/mol) bilgan holda, shuningdek, dissotsilangan molekulalarning konsentratsiyasini e'tiborsiz qoldirib, 1 dm3 suvning massasini 1000 g deb hisoblab, biz 1 dm3 suvdagi dissotsilanmagan molekulalarning konsentratsiyasini hisoblashimiz mumkin: [ N2O]=1000/18,0153=55,51 mol/dm3. U holda dissotsilanish konstantasi tenglamasidan protonlar va gidroksil guruhlar konsentrasiyalarining ko`paytmasini topish mumkin: [H+].[OH-]=1,86,10-16,55,51=1,10-14. Chiqarganda kvadrat ildiz olingan qiymatdan protonlar (vodorod ionlari) konsentratsiyasi olinadi, bu eritmaning kislotaliligini aniqlaydi va gidroksil guruhlar konsentratsiyasiga teng: [H+]=[OH-]=1,10-7.
Ammo tabiatda bunday toza suv undagi erigan gazlar mavjudligi yoki suvning boshqa moddalar bilan ifloslanishi (aslida suv turli elektrolitlar eritmasi) tufayli mavjud emas, shuning uchun 25 ° C da vodorod konsentratsiyasi. protonlar yoki gidroksil guruhlari konsentratsiyasi 1,10-7 dan farq qiladi. Ya'ni, suvning kislotaligi nafaqat suvning ajralishi kabi jarayonning oqimi bilan bog'liq. vodorod ioni kontsentratsiyasining (pH) manfiy logarifmi bo'lib, u suvning kislotaliligi yoki ishqoriyligini baholash uchun kiritilgan va suvli eritmalar, chunki raqamlar bilan salbiy kuchlar foydalanish qiyin. Toza suv uchun pH = 7, lekin tabiatda toza suv yo'qligi va suvning dissotsiatsiyasi boshqa erigan elektrolitlarning parchalanishi bilan birga sodir bo'lganligi sababli, pH qiymati 7 dan kam yoki yuqori bo'lishi mumkin, ya'ni suv uchun, amalda pH ≠ 7.
Suyuq suvning muhim xususiyati uning reaktsiyaga ko'ra o'z-o'zidan ajralish qobiliyatidir:
H 2 O (l) "H + (oq) + OH - (oq)
Bu jarayon o'z-o'zini ionlash yoki avtoprotoliz deb ham ataladi. Olingan H + protonlari va OH - anionlari ma'lum miqdordagi qutbli suv molekulalari bilan o'ralgan, ya'ni. gidratlangan: H + × nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Birlamchi hidratsiya bir qator akvakomplekslar bilan ifodalanishi mumkin: H 3 O +; H 5 O 2 +; H 7 O 3 +; H 9 O 4 +, ular orasida H 9 O 4 + (H + ×4H 2 O) ionlari ustunlik qiladi. Bu barcha ionlarning suvdagi umri juda qisqa, chunki protonlar doimo bir xil molekulalardan uzoqlashadi
boshqalarga suv. Odatda, oddiylik uchun, faqat gidroniy ioni deb ataladigan H 3 O + (H + × H 2 O) tarkibining kationi tenglamalarda qo'llaniladi.
Protonning hidratsiyasi va gidroksoniy ionining hosil bo'lishini hisobga olgan holda suvning dissotsilanish jarayonini yozish mumkin: 2H 2 O « H 3 O + + OH -
Suv zaif elektrolit bo'lib, uning dissotsilanish darajasi
à C (H 2 O) ga teng bo'lgani uchun "C ref (H 2 O) yoki [H 2 O] ≈ [H 2 O] ref ga teng
- bir litr suvdagi mollar soni. Suyultirilgan eritmadagi C ref (H 2 O) doimiy bo'lib qoladi. Bu holat C teng (H 2 O) ni muvozanat konstantasiga kiritish imkonini beradi.
Shunday qilib, ikkita doimiy ko'paytma yangi konstantani beradi, bu deyiladi suvning ion mahsuloti. 298 K haroratda.
¾- Suvning ion mahsulotining doimiyligi har qanday suvli eritmada: kislotali, neytral yoki ishqoriy - har doim ikkala turdagi ionlar (H + va OH -) mavjudligini anglatadi.
¾- Toza suvda vodorod va gidroksid ionlarining kontsentratsiyasi teng va normal sharoitda:
K w 1/2 \u003d 10 -7 mol / l.
¾- Kislotalar qo'shilganda, [H + ] konsentratsiyasi ortadi, ya'ni. muvozanat chapga siljiydi va [OH - ] konsentratsiyasi kamayadi, lekin K w 10 -14 ga teng bo'lib qoladi.
Kislotali muhitda > 10 -7 mol/l, va< 10 -7 моль/л
Ishqoriy muhitda< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l
Amalda, qulaylik uchun biz foydalanamiz pH qiymati (pH) va muhitning gidroksil indeksi (pOH).
Bu qarama-qarshi belgi bilan olingan eritmadagi vodorod ionlari yoki gidroksid ionlarining mos ravishda konsentrasiyalarining (faoliyatlarining) o'nlik logarifmi: pH = - lg, pOH = - lg.
Suvli eritmalarda pH + pOH = 14.
14-jadval.
K w haroratga bog'liq (chunki suvning dissotsiatsiyasi endotermik jarayondir)
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 o'lchovi juda keng qo'llaniladi. Biologiya va tibbiyotda biologik suyuqliklarning pH qiymati patologiyalarni aniqlash uchun ishlatiladi. Masalan, normal sarum pH 7,4±0,05; tupurik - 6.35..6.85; me'da shirasi - 0,9...1,1; ko'z yoshlari - 7,4±0,1. DA qishloq xo'jaligi pH tuproqlarning kislotaliligini, tabiiy suvlarning ekologik holatini va boshqalarni tavsiflaydi.
Kislota-asos ko'rsatkichlari kimyoviy birikmalar bo'lib, ular joylashgan muhitning pH darajasiga qarab rangini o'zgartiradi. Siz limon qo'yganingizda choyning rangi qanday o'zgarishiga e'tibor bergan bo'lsangiz kerak - bu kislota-ishqor indikatorining ta'siriga misol.
Ko'rsatkichlar odatda kuchsiz organik kislotalar yoki asoslar bo'lib, eritmada ikkita tautomerik shaklda bo'lishi mumkin:
HInd « H + + Ind - , bu erda HInd kislota shakli (bu kislotali eritmalarda ustunlik qiladigan shakl); Ind asosiy shakl (ishqoriy eritmalarda ustunlik qiladi).
Indikatorning xatti-harakati xuddi shu ionga ega kuchliroq bo'lgan kuchsiz elektrolitning xatti-harakatiga o'xshaydi. Natijada muvozanat HInd kislota shaklining mavjudligi tomon siljiydi va aksincha (Le Shatelier printsipi).
Tajriba ba'zi ko'rsatkichlardan foydalanish imkoniyatini aniq ko'rsatadi:
15-jadval
Maxsus qurilmalar - pH o'lchagichlar pH ni 0 dan 14 gacha bo'lgan oraliqda 0,01 aniqlik bilan o'lchash imkonini beradi. Ta'rif elektrodlaridan biri, masalan, shisha bo'lgan galvanik hujayraning EMFni o'lchashga asoslangan.
Vodorod ionlarining eng aniq konsentratsiyasini kislota-asos titrlash orqali aniqlash mumkin. Titrlash - titrlanadigan eritmaga ma'lum konsentratsiyali (titrant) eritmaning kichik qismlarini asta-sekin qo'shish jarayoni, biz uning konsentratsiyasini aniqlamoqchimiz.
buferli eritmalar- Bular oz miqdorda kislotalar yoki ishqorlar bilan suyultirilganda yoki qo'shilganda pH ni nisbatan kam o'zgartiradigan tizimlar. Ko'pincha ular o'z ichiga olgan eritmalardir:
a) a) kuchsiz kislota va uning tuzi (CH 3 COOH + CH 3 COOHa) - asetat buferi
v) kuchsiz asos va uning tuzi (NH 4 OH + NH 4 Cl) - ammoniy-ammiakli bufer
v) turli K d (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) bo'lgan ikkita kislota tuzi - fosfat buferi
Misol tariqasida asetat bufer eritmasidan foydalangan holda bufer eritmalarning tartibga solish mexanizmini ko'rib chiqamiz.
CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +,
CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +
1. 1) bufer aralashmasiga oz miqdorda ishqor qo'shsangiz:
CH 3 COOH + NaOH " CH 3 COONa + H 2 O,
NaOH kuchsizroq elektrolit H 2 O hosil qilish uchun sirka kislotasi bilan neytrallanadi. Natriy asetatning ortiqcha miqdori muvozanatni hosil bo'lgan kislota tomon siljitadi.
2. 2) agar siz oz miqdorda kislota qo'shsangiz:
CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl
Vodorod kationlari H + CH3COO ionlarini bog'laydi -
Bufer asetat eritmasidagi vodorod ionlarining konsentratsiyasi topilsin:
Sirka kislota yarasining muvozanat konsentratsiyasi C ref, to (kuchsiz elektrolitdan beri) va [CH 3 COO - ] = C tuzi (tuz kuchli elektrolit bo'lgani uchun), keyin . Henderson-Hasselbax tenglamasi:
Shunday qilib, bufer tizimlarining pH darajasi tuz va kislota konsentratsiyasining nisbati bilan aniqlanadi. Suyultirilganda bu nisbat o'zgarmaydi va suyultirilganda buferning pH qiymati o'zgarmaydi; bu bufer tizimlarini sof elektrolit eritmasidan ajratib turadi, buning uchun Ostvald suyultirish qonuni amal qiladi.
Bufer tizimlarining ikkita xususiyati mavjud:
1.bufer kuchi. Mutlaq qiymat bufer kuchiga bog'liq
bufer tizimi komponentlarining umumiy kontsentratsiyasi, ya'ni. bufer tizimining konsentratsiyasi qanchalik katta bo'lsa, pH ning bir xil o'zgarishi uchun ko'proq ishqor (kislota) talab qilinadi.
2.Bufer tanki (B). Bufer sig'imi - buferlash harakati sodir bo'ladigan chegara. Bufer aralashmasi pH qiymatini faqat eritmaga qo'shilgan kuchli kislota yoki asos miqdori ma'lum bir chegara qiymatidan oshmasagina ushlab turadi - B. Bufer sig'imi kuchli kislota (asos) ning g / ekv soni bilan belgilanadi. birlik uchun pH qiymatini o'zgartirish uchun bufer aralashmasining bir litriga qo'shilishi kerak, ya'ni. . Xulosa: Bufer tizimlarining xususiyatlari:
1. 1. suyultirishga ozgina bog‘liq.
2. 2. Kuchli kislotalar (asoslar) qoʻshilishi B ning bufer sigʻimi doirasida kam farq qiladi.
3. 3. Bufer sig‘imi bufer quvvatiga (komponentlar konsentratsiyasiga) bog‘liq.
4. 4. Eritmada kislota va tuz ekvivalent miqdorda bo‘lganda bufer maksimal ta’sir ko‘rsatadi:
Tuz bilan \u003d C to-sizga; = K d, k; pH \u003d pK d, k (pH K d qiymati bilan belgilanadi).
Gidroliz - suvning tuzlar bilan kimyoviy o'zaro ta'siri.. Tuzlarning gidrolizi proton o'tkazish jarayoniga kamayadi. Uning oqimi natijasida eritmaga kislotali yoki ishqoriy xususiyatlarni beruvchi vodorod yoki gidroksil ionlarining ma'lum ortiqcha miqdori paydo bo'ladi. Shunday qilib, gidroliz neytrallash jarayonining teskarisidir.
Tuz gidrolizi 2 bosqichni o'z ichiga oladi:
a) Gidratlangan ionlarning hosil bo'lishi bilan tuzning elektrolitik dissotsiatsiyasi:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O
qabul qiluvchi - bo'sh orbitalli kationlar)
Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (vodorod aloqasi)
c) Anion gidrolizi. Cl - + HOH à HCl + OH -
c) kationdagi gidroliz. K + + HOH à KOH +
Barcha tuzlar zaif ishtirokida hosil bo'ladi
elektrolitlar:
1. Kuchsiz kislotalar anioni va kuchli asoslar kationidan hosil bo'lgan tuz
CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + NaOH
CH 3 COO - + HOH "CH 3 COOH + OH - , pH> 7
Zaif kislotalarning anionlari suvga nisbatan asoslar vazifasini bajaradi - proton donori, bu OH kontsentratsiyasining oshishiga olib keladi - , ya'ni. muhitning alkalizatsiyasi.
Gidroliz chuqurligi quyidagicha aniqlanadi: gidroliz darajasi a g:
gidrolizlangan tuz konsentratsiyasi hisoblanadi
- boshlang'ich tuzning konsentratsiyasi
a g kichik, masalan, CH 3 COONa ning 298 K da 0,1 mol eritmasi uchun u 10 -4 ga teng.
Gidroliz jarayonida tizimda K r bilan xarakterlanadigan muvozanat o'rnatiladi
Shuning uchun dissotsilanish konstantasi qanchalik kichik bo'lsa, gidroliz konstantasi shunchalik katta bo'ladi. Gidroliz konstantasi bilan gidroliz darajasi tenglama bilan bog'liq:
Suyultirish ortib borishi bilan, ya'ni. C 0 ning pasayishi, gidroliz darajasi ortadi.
2. 2. Kuchsiz asoslar kationi va kuchli kislotalar anionidan hosil bo'lgan tuz
NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +
NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H +, pH< 7
Protolitik muvozanat chapga siljiydi, zaif asos kationi NH 4 + suvga nisbatan kislota vazifasini bajaradi, bu esa muhitning kislotalanishiga olib keladi. Gidroliz konstantasi quyidagi tenglama bilan aniqlanadi:
Vodorod ionlarining muvozanat konsentratsiyasini hisoblash mumkin: [H + ] teng = a g × C 0 (boshlang'ich tuz konsentratsiyasi), bu erda
Atrof muhitning kislotaliligi ushbu turdagi tuzlarning dastlabki konsentratsiyasiga bog'liq.
3. 3. Kuchsiz kislotalar anioni va kuchsiz asoslar kationidan hosil bo'lgan tuz. Kation va anionni gidrolizlaydi
NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN
Eritma muhitining pH qiymatini aniqlash uchun K D, k va K D, asosiy solishtiring
K D,k > K D,asosiy muhit biroz kislotali
K D, k< К Д,осн à среда слабо щелочная
K D,k \u003d K D,base à neytral muhit
Binobarin, ushbu turdagi tuzning gidrolizlanish darajasi ularning eritmadagi konsentratsiyasiga bog'liq emas.
chunki va [OH - ] K D, k va K D, tayanch, keyin aniqlanadi
Eritmaning pH darajasi ham eritmadagi tuz konsentratsiyasiga bog'liq emas.
Ko'p zaryadlangan anion va bir zaryadlangan kation (ammiak sulfidlari, karbonatlar, fosfatlar) tomonidan hosil bo'lgan tuzlar birinchi bosqichda deyarli to'liq gidrolizlanadi, ya'ni. kuchsiz asos NH 4 OH va uning tuzi NH 4 HS aralashmasi shaklida eritmada bo'ladi, ya'ni. ammoniy buferi shaklida.
Ko'p zaryadlangan kation va bir zaryadlangan anion (atsetatlar, Al, Mg, Fe, Cu formatlari) tomonidan hosil qilingan tuzlar uchun qizdirilganda gidroliz kuchayadi va asosiy tuzlarning hosil bo'lishiga olib keladi.
Nitratlar, gipoxloritlar, gipobromitlar Al, Mg, Fe, Cu gidrolizi to'liq va qaytarib bo'lmaydigan tarzda davom etadi, ya'ni. tuzlar eritmalardan ajratilmaydi.
Tuzlar: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 va boshqalar suvda kam eriydi, ammo ularning ba'zi ionlari gidroliz jarayonida ishtirok etadi, bu ularning eruvchanligini biroz oshishiga olib keladi.
Xrom va alyuminiy sulfidlari tegishli gidroksidlar hosil bo'lishi bilan to'liq va qaytmas tarzda gidrolizlanadi.
4. 4. Kuchli kislotalar va kuchli asoslar anionidan hosil bo`lgan tuzlar gidrolizga uchramaydi.
Ko'pincha gidroliz turli xil asoratlarni keltirib chiqaradigan zararli hodisadir. Shunday qilib, sintezda noorganik moddalar hosil bo'lgan moddadagi suvli eritmalardan aralashmalar paydo bo'ladi - uning gidrolizi mahsulotlari. Qaytarib bo'lmaydigan gidroliz tufayli ba'zi birikmalarni umuman sintez qilib bo'lmaydi.
- agar gidroliz anion bo'ylab davom etsa, eritmaga ortiqcha ishqor qo'shiladi
- agar gidroliz kation orqali davom etsa, u holda eritmaga ortiqcha kislota qo'shiladi
Shunday qilib, elektrolitlar eritmalarining birinchi sifat nazariyasi Arrenius (1883 - 1887) tomonidan ifodalangan. Ushbu nazariyaga ko'ra:
1. 1. Elektrolit molekulalari qarama-qarshi ionlarga ajraladi
2. 2. Dissotsilanish va rekombinatsiya jarayonlari o’rtasida dinamik muvozanat o’rnatiladi, u K D bilan tavsiflanadi. Bu muvozanat massalar ta’siri qonuniga bo’ysunadi. Parchalangan molekulalarning ulushi dissotsilanish darajasi bilan tavsiflanadi a. Ostvald qonuni D va a ga bog'lanadi.
3. 3. Elektrolitlar eritmasi (Arrenius bo'yicha) elektrolitlar molekulalari, uning ionlari va erituvchi molekulalarining aralashmasi bo'lib, ular orasida o'zaro ta'sir bo'lmaydi.
Xulosa: Arrhenius nazariyasi zaif elektrolitlar eritmalarining past konsentratsiyadagi ko'plab xususiyatlarini tushuntirishga imkon berdi.
Biroq, Arrhenius nazariyasi faqat jismoniy xususiyatga ega edi, ya'ni. quyidagi savollarni ko'rib chiqmadi:
Nima uchun moddalar eritmada ionlarga parchalanadi?
Eritmalardagi ionlar bilan nima sodir bo'ladi?
Keyingi rivojlanish Arrenius nazariyasi Ostvald, Pisarjevskiy, Kablukov, Nernst va boshqalarning asarlarida olingan. Masalan, gidratlanishning ahamiyatini birinchi marta Kablukov (1891) ta’kidlab, elektrolitlar nazariyasini Mendeleyev ko‘rsatgan yo‘nalish bo‘yicha ishlab chiqishni boshlab berdi (ya’ni, u birinchi bo‘lib Mendeleyevning solvat nazariyasini fizika nazariyasi bilan uyg‘unlashtirishga muvaffaq bo‘ldi. Arrhenius). Solvatsiya - elektrolitlarning o'zaro ta'siri jarayoni
solvatlarning murakkab birikmalarini hosil qilish uchun erituvchi molekulalari. Agar erituvchi suv bo'lsa, elektrolitning suv molekulalari bilan o'zaro ta'sir qilish jarayoni gidratatsiya, akvakomplekslar esa kristalli gidratlar deb ataladi.
Elektrolitlarning kristall holatdagi dissotsiatsiyasiga misol keltiring. Ushbu jarayonni ikki bosqichda ko'rsatish mumkin:
1. 1.halokat kristall panjara moddalar DH 0 cr > 0, molekulalarning hosil bo'lish jarayoni (endotermik)
2. 2. solvatlangan molekulalarning hosil bo'lishi, DH 0 solv< 0, процесс экзотермический
Olingan erish issiqligi DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv ikki bosqichning issiqliklari yig'indisiga teng bo'lib, ham manfiy, ham ijobiy bo'lishi mumkin. Masalan, kristall panjaraning energiyasi KCl = 170 kkal/mol.
Ionlarning gidratlanish issiqligi K + = 81 kkal/mol, Cl - = 84 kkal/mol, hosil bo`lgan energiya esa 165 kkal/mol.
Gidratsiya issiqligi kristalldan ionlarni chiqarish uchun zarur bo'lgan energiyani qisman qoplaydi. Qolgan 170 - 165 = 5 kkal / mol issiqlik harakati energiyasi tufayli qoplanishi mumkin va erishi issiqlikning yutilishi bilan birga keladi. muhit. Gidratlar yoki solvatlar endotermik dissotsilanish jarayonini osonlashtiradi, bu esa rekombinatsiyani qiyinlashtiradi.
Va bu erda ikkita nomlangan bosqichdan faqat bittasi mavjud bo'lgan vaziyat:
1. gazlarning erishi - kristall panjarani yo'q qilishning birinchi bosqichi yo'q, ekzotermik solvatsiya qoladi, shuning uchun gazlarning erishi, qoida tariqasida, ekzotermikdir.
2. kristallgidratlarni eritganda, solvatsiya bosqichi bo'lmaydi, faqat kristall panjaraning endotermik destruktsiyasi qoladi. Masalan, kristalli gidrat eritmasi: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)
DH eritmasi = DH cr = + 11,7 kJ/mol
Suvsiz tuz eritmasi: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)
DH eritmasi = DH solv + DH cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol
Biologik jarayonlarda suv juda muhim rol o'ynaydi, u inson, hayvonlar, o'simliklar va protozoalarning barcha hujayralari va to'qimalarining muhim tarkibiy qismi (58 dan 97% gacha). bugun chorshanba turli xil biokimyoviy jarayonlar sodir bo'ladi.
Suv yaxshi erish kuchiga ega va unda erigan ko'plab moddalarning elektrolitik dissotsiatsiyasiga sabab bo'ladi.
Bronsted nazariyasiga ko'ra suvning dissotsilanish jarayoni tenglama bo'yicha davom etadi:
H 2 0+H 2 0 N 3 O + + OH - ; DN dis = +56,5 kJ/mol
Bular. Bir suv molekulasi voz kechadi, ikkinchisi esa protonni biriktiradi, suvning avtoionlashuvi sodir bo'ladi:
H 2 0 N + + OH - - deprotonatsiya reaktsiyasi
H 2 0 + H + H 3 O + - protonatsiya reaktsiyasi
Elektr o'tkazuvchanlik usuli bilan aniqlangan 298 ° K da suvning dissotsiatsiya konstantasi:
a(H +) - H + ionlarining faolligi (qisqalik uchun H3O + o'rniga H + yozing);
a (OH -) - OH - ionlarining faolligi;
a (H 2 0) - suv faolligi;
Suvning dissotsilanish darajasi juda kichik, shuning uchun toza suvda vodorod va gidroksid ionlarining faolligi ularning konsentratsiyasiga deyarli teng. Suvning konsentratsiyasi doimiy va 55,6 molga teng.
(1000 g: 18 g/mol = 55,6 mol)
Ushbu qiymatni dissotsiatsiya konstantasi Kd (H 2 0) ifodasiga almashtirib, vodorod va gidroksid ionlarining faolligi, ularning konsentratsiyasi o'rniga yangi ifoda olinadi:
K (H 2 0) \u003d C (H +) × C (OH -) \u003d 298K da 10 -14 mol 2 / l 2,
Aniqrog'i, K (H 2 0) \u003d a (H +) × a (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 l 2 -
K(H 2 0) deyiladi suvning ion mahsuloti yoki avtoionizatsiya konstantasi.
Toza suvda yoki doimiy haroratdagi har qanday suvli eritmada vodorod - va gidroksid - ionlari kontsentratsiyasi (faoliyati) mahsuloti doimiy qiymat bo'lib, suvning ion mahsuloti deb ataladi.
Doimiy K(H 2 0) haroratga bog'liq. Harorat ko'tarilganda, u ortadi, chunki. suvning dissotsilanish jarayoni endotermikdir. Toza suvda yoki turli moddalarning 298K suvli eritmalarida vodorod va gidroksid ionlarining faolligi (konsentratsiyasi) quyidagicha bo'ladi:
a (H +) \u003d a (OH -) \u003d K (H 2 0) \u003d 10 -14 \u003d 10 -7 mol / l.
Kislotali yoki ishqorli eritmalarda bu kontsentratsiyalar endi bir-biriga teng bo'lmaydi, lekin ular konjugativ ravishda o'zgaradi: ulardan biri ortishi bilan ikkinchisi mos ravishda kamayadi va aksincha, masalan,
a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, ularning mahsuloti har doim 10 -14
Vodorod ko'rsatkichi
Sifat jihatdan muhitning reaksiyasi vodorod ionlarining faolligi bilan ifodalanadi. Amalda, ular bu qiymatdan foydalanmaydilar, lekin vodorod ko'rsatkichi pH - mol / l bilan ifodalangan vodorod ionlarining faolligi (kontsentratsiyasi) ning manfiy kasr logarifmiga sonli teng qiymat.
pH= -lga(H + ),
va suyultirilgan eritmalar uchun
pH= -lgC(H + ).
298K pH=7 da toza suv va neytral muhit uchun; kislota pH eritmalari uchun<7, а для щелочных рН>7.
Muhitning reaktsiyasini gidroksil indeksi bilan ham tavsiflash mumkin:
RON= -lga(Oh - )
yoki taxminan
RON= -IgC(OH - ).
Shunga ko'ra neytral muhitda rON=rN=7; kislotali muhitda pOH>7, ishqoriy muhitda esa pOH<7.
Agar suvning ion ko'paytmasi ifodasining manfiy o'nlik logarifmini olsak:
pH + pOH=14.
Shuning uchun pH va pOH ham konjugat miqdorlardir. Suyultirilgan suvli eritmalar uchun ularning yig'indisi har doim 14 ni tashkil qiladi. PH ni bilgan holda, pOH ni hisoblash oson:
pH=14 – rON
va teskari:
ROh= 14 - pH.
Eritmalarda faol, potentsial (zaxira) va umumiy kislotalilik farqlanadi.
Faol kislotalilik eritmadagi vodorod ionlarining faolligi (konsentratsiyasi) bilan o'lchanadi va eritmaning pH qiymatini aniqlaydi. Kuchli kislotalar va asoslar eritmalarida pH kislota yoki asos konsentratsiyasiga va H ionlarining faolligiga bog'liq. + va u - formulalar yordamida hisoblash mumkin:
a (H + )= C(l/z kislota)×a har biri; pH \u003d - lg a (H + )
a (OH - )=C(l/z asos)×a har biri; pH \u003d - lg a (OH - )
pH= - lgC(l/z kislota) – kuchli kislotalarning juda suyultirilgan eritmalari uchun
RON= - lgC(l/z asos) - asoslarning juda suyultirilgan eritmalari uchun
Potentsial kislotalilik kislota molekulalarida bog'langan vodorod ionlari soni bilan o'lchanadi, ya'ni. dissotsilanmagan kislota molekulalarining "zaxirasini" ifodalaydi.
Umumiy kislotalilik- kislotaning analitik kontsentratsiyasi bilan aniqlanadigan va titrlash orqali aniqlanadigan faol va potentsial kislotalar yig'indisi.
Tirik organizmlarning ajoyib xususiyatlaridan biri kislota-asos
gomeostaz - biologik suyuqliklar, to'qimalar va organizmlarning pH doimiyligi. 1-jadvalda ba'zi biologik ob'ektlarning pH qiymatlari keltirilgan.
1-jadval
Jadvaldagi ma'lumotlardan ko'rinib turibdiki, inson tanasidagi turli xil suyuqliklarning pH darajasi joylashishiga qarab juda keng diapazonda o'zgarib turadi. QON, boshqa biologik suyuqliklar singari, pH qiymatining doimiy qiymatini saqlab qolishga intiladi, ularning qiymatlari 2-jadvalda keltirilgan.
jadval 2
PH ko'rsatilgan qiymatlardan atigi 0,3 ga o'sish yoki pasayish tomon o'zgarishi fermentativ jarayonlar almashinuvining o'zgarishiga olib keladi, bu odamda jiddiy kasallikka olib keladi. Faqat 0,4 pH o'zgarishi allaqachon hayotga mos kelmaydi. Tadqiqotchilar kislota-ishqor muvozanatini tartibga solishda quyidagi qon tampon tizimlari ishtirok etishini aniqladilar: gemoglobin, bikarbonat, oqsil va fosfat. Har bir tizimning bufer sig'imidagi ulushi 3-jadvalda keltirilgan.
3-jadval
Ta'sir mexanizmiga ko'ra tananing barcha bufer tizimlari bir xil, chunki ular kuchsiz kislotadan iborat: karbonik, dihidrofosforik (dihidrofosfat ioni), oqsil, gemoglobin (oksogemoglobin) va bu kislotalarning tuzlari, asosan natriy, zaif asoslar xossalari bilan. Ammo organizmdagi bikarbonat tizimi javob tezligi bo'yicha teng bo'lmaganligi sababli, biz ushbu tizim yordamida tanadagi muhitning barqarorligini saqlash qobiliyatini ko'rib chiqamiz.
Kimyoviy toza suvning elektr o'tkazuvchanligi arzimas, ammo o'lchanadigan bo'lsa-da, chunki suv oz miqdorda ionlarga ajraladi. Shunday qilib, xona haroratida 108 suv molekulasidan faqat bittasi dissotsilangan shaklda bo'ladi. Suvning elektrolitik dissotsiatsiyasi jarayoni O-H aloqalarining ancha yuqori polaritesi va suv molekulalari o'rtasida vodorod aloqalari tizimining mavjudligi tufayli mumkin. Suvning dissotsilanish tenglamasi quyidagicha yoziladi:
2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,
bu erda H 3 O + vodorod gidroniy kationidir.
Suvning dissotsilanish tenglamasini oddiyroq shaklda yozish mumkin:
H 2 O ↔ H + + OH -.
Suvda vodorod va gidroksid ionlarining mavjudligi unga amfolitning o'ziga xos xususiyatlarini beradi, ya'ni. zaif kislota va zaif asos funktsiyalarini bajarish qobiliyati. 22 0 S haroratda suvning dissotsilanish konstantasi:
bu yerda va - vodorod kationlari va gidrokso-anionlarning mos ravishda g-ion/l dagi muvozanat konsentrasiyalari va suvning mol/l dagi muvozanat konsentratsiyasi. Suvning dissotsilanish darajasi juda kichik ekanligini hisobga olsak, dissotsilanmagan suv molekulalarining muvozanat konsentratsiyasini uning 1 litridagi umumiy suv miqdoriga tenglashtirish mumkin:
Endi (1) ifoda quyidagi shaklda yozilishi mumkin:
demak = (1,8 10 -16) 55,56 = 10 -14 g-ion 2 / l 2.
Vodorod ionlari va gidrokso ionlari konsentratsiyasining mahsuloti faqat suv uchun emas, balki tuzlar, kislotalar va ishqorlarning suvdagi eritmalari uchun ham doimiy hisoblanadi. Bu qiymat deyiladi suvning ion mahsuloti yoki suv doimiy. Shuning uchun: K H2O \u003d \u003d 10 -14 g-ion 2 / l 2.
Neytral muhit uchun = = 10 -7 g-ion/l. Kislotali muhitda > , ishqoriy muhitda< . 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. Vodorod ko'rsatkichi - pH
Muhitning reaksiyasini miqdoriy tavsiflash uchun odatda vodorod ionlarining konsentratsiyasi emas, balki pH bilan belgilanadigan va deb ataladigan ba'zi shartli ko'rsatkichlar beriladi. vodorod indeksi. Bu vodorod kationlari kontsentratsiyasining manfiy o'nlik logarifmi pH \u003d - lg.
Neytral muhit uchun pH = -lg 10 -7 = 7;
kislota uchun - pH< 7;
ishqoriy uchun - pH > 7.
Tushuncha gidroksil indeksi pOH = - lg [OH -].
pH + pOH = 14.
PH ni aniqlash muhandislik va, xususan, qurilish biznesida katta ahamiyatga ega. Odatda, pH yordamida o'lchanadi ko'rsatkichlar- vodorod ionlarining kontsentratsiyasiga qarab rangini o'zgartira oladigan moddalar. Ko'rsatkichlar zaif kislotalar va asoslar bo'lib, ularning molekulalari va ionlari turli xil ranglarda bo'yalgan (1-jadval).
1-jadval
Biroq, ko'rsatkichlar bunday emas aniq ta'rif pH qiymatlari, shuning uchun zamonaviy pH o'lchovlari elektrokimyoviy usullar yordamida amalga oshiriladi, ularning aniqligi ± 0,01 pH birliklari.
Toza suv, kambag'al bo'lsa ham (elektrolit eritmalari bilan solishtirganda), elektr tokini o'tkazishi mumkin. Bu suv molekulasining toza suvda elektr tokini o'tkazuvchisi bo'lgan ikkita ionga parchalanish (ajralish) qobiliyati bilan bog'liq (quyida dissotsiatsiya elektrolitik dissotsiatsiya - ionlarga parchalanishni anglatadi):
Vodorod indeksi (pH) - eritmalardagi vodorod ionlarining faolligini yoki konsentratsiyasini tavsiflovchi qiymat. Vodorod indeksi pH bilan belgilanadi. Vodorod indeksi son jihatdan vodorod ionlari faolligi yoki konsentratsiyasining har litr molda ifodalangan manfiy kasrli logarifmasiga teng: pH=-lg[ H+ ] Agar [ H+ ]>10-7 mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - gidroksidi muhit; pH>7. Tuz gidrolizi- bu tuz ionlarining suv ionlari bilan kimyoviy o'zaro ta'siri, zaif elektrolit hosil bo'lishiga olib keladi. biri). Gidroliz mumkin emas Kuchli asos va kuchli kislotadan hosil bo'lgan tuz ( KBr, NaCl, NaNO3), gidrolizga uchramaydi, chunki bu holda kuchsiz elektrolit hosil bo'lmaydi.Bunday eritmalarning pH = 7. Muhitning reaksiyasi neytral bo'lib qoladi. 2). Kationda gidroliz (faqat kation suv bilan reaksiyaga kirishadi). Kuchsiz asos va kuchli kislota hosil qilgan tuzda
(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)
kation gidrolizga uchraydi:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + N+
Gidroliz natijasida kuchsiz elektrolit, H + ioni va boshqa ionlar hosil bo'ladi. eritma 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)
anion tomonidan gidrolizlanadi, natijada kuchsiz elektrolit, gidroksid ioni OH- va boshqa ionlar hosil bo'ladi.
K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>HSiO3- + 2K+ + OH-
Bunday eritmalarning pH qiymati > 7 (eritma ishqoriy reaksiyaga kirishadi).4). Birgalikda gidroliz (kation ham, anion ham suv bilan reaksiyaga kirishadi). Tuz zaif asos va kuchsiz kislotadan hosil bo'ladi
(CH 3COONH 4, (NH 4) 2CO 3, Al2S3),
kation va anionni gidrolizlaydi. Natijada past dissotsiatsiyalanuvchi asos va kislota hosil bo'ladi. Bunday tuzlar eritmalarining pH darajasi kislota va asosning nisbiy kuchiga bog'liq. Kislota va asos kuchining o'lchovi mos keladigan reaktivning dissotsilanish konstantasidir. Ushbu eritmalar muhitining reaktsiyasi neytral, ozgina kislotali yoki ozgina gidroksidi bo'lishi mumkin:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^
Gidroliz teskari jarayondir. Agar reaksiya erimaydigan asos va (yoki) uchuvchi kislota hosil qilsa, gidroliz qaytarilmas tarzda davom etadi.
