Struja i napon disocijacije vode. Disocijacija vode i pH

Čista voda, iako loša (u usporedbi s otopinama elektrolita), može provoditi struja... To je zbog sposobnosti molekule vode da se raspadne (disocira) na dva iona, koji su vodiči električne struje u čista voda(ispod disocijacija znači elektrolitička disocijacija - raspad na ione):

H 2 O ↔ H + + OH -

Za oko 556.000.000 nedisociranih molekula vode, samo 1 molekula disocira, ali to je 60.000.000.000 disociranih molekula u 1 mm 3. Disocijacija je reverzibilna, odnosno H + i OH - ioni mogu ponovno formirati molekulu vode. Kao rezultat, dolazi dinamičan ravnoteža u kojoj je broj dezintegriranih molekula jednak broju iona nastalih iz H + i OH - iona. Drugim riječima, brzine oba procesa bit će jednake. Za naš slučaj, jednadžba za brzinu kemijske reakcije može se napisati na sljedeći način:

υ 1 = κ 1 (za disocijaciju vode)

υ 2 = κ 2 (za obrnuti proces)

gdje υ - brzina reakcije; κ - konstanta brzine reakcije (ovisno o prirodi tvari koje reagiraju i temperaturi); , i - koncentracija (mol / l).

U stanju ravnoteže υ 1 = υ 2, stoga:

κ 1 = κ 2

Izvršimo neke jednostavne matematičke operacije i dobijemo:

κ 1 / κ 2 = /

κ 1 / κ 2 = K

K je konstanta ravnoteže, au našem slučaju konstanta disocijacije, koja ovisi o temperaturi i prirodi tvari, a ne ovisi o koncentracijama (kao ni κ 1 i κ 2). K za vodu 1,8 10 -16 na 25 ° C (referentna vrijednost).

Zbog vrlo malog broja disociranih molekula, koncentracija može se uzeti jednaka ukupnoj koncentraciji vode, a ukupna koncentracija vode u razrijeđenim otopinama kao konstantna vrijednost:

= 1000 (g / L) / 18 (g / mol) = 55,6 mol / L.

Zamjena κ 1 / κ 2 na K i korištenjem vrijednosti , određujemo čemu je jednak umnožak koncentracija i koji se zove - ionski proizvod vode:

K = / 55,6 mol / l
1,8 10 -16 55,6 mol / l =
10 -14 =

Budući da se pri određenoj temperaturi vrijednosti koje se koriste za izračunavanje ionskog produkta vode ( K, ) su konstantne, vrijednost ionskog produkta vode na isti način stalno. A budući da disocijacija molekule vode proizvodi isti broj iona i , ispada da je za čistu vodu koncentracija i bit će jednaki 10 -7 mol / l... Iz postojanosti ionskog produkta vode slijedi da ako broj H + iona postane veći, onda broj HO - iona postaje manji. Na primjer, ako se čistoj vodi doda jaka kiselina HCl, kao jak elektrolit sve će se disocirati na H + i Cl -, kao rezultat toga, koncentracija H + iona će se naglo povećati, a to će dovesti do povećanja u brzini suprotnog procesa disocijacije, budući da ovisi o koncentraciji iona H + i OH -:

υ 2 = κ 2

Tijekom ubrzanog procesa suprotne disocijacije, koncentracija HO - iona smanjit će se na vrijednost koja odgovara novoj ravnoteži, pri kojoj će ih biti toliko malo da će se stope disocijacije vode i obrnuti proces ponovno povećati. biti jednaki. Ako je koncentracija rezultirajuće otopine HCl 0,1 mol/L, ravnotežna koncentracija je bit će jednako:

= 10 -14 / 0,1 = 10 -13 mol / l

Uz dodatak jake baze NaOH, pomak će biti prema smanjenju koncentracije H +.

Kraj rada -

Ova tema pripada odjeljku:

Elektronski oblaci orbitala s različitim vrijednostima l imaju različite konfiguracije, a s istim l imaju sličnu

Moderna kvantnomehanička teorija kaže da atom bilo kojeg elementa ima složenu strukturu. Pozitivni dio atoma je pozitivan naboj.. kvantna teorija implicira da energija elektrona može uzeti samo .. tako da na ls orbitala za elektron s bilo kojom vrijednošću glavnog kvantnog broja n, oblak elektrona je ograničen..

Ako trebaš dodatni materijal na ovu temu, ili niste pronašli ono što ste tražili, preporučujemo pretragu u našoj bazi radova:

Što ćemo učiniti s primljenim materijalom:

Ako vam se ovaj materijal pokazao korisnim, možete ga spremiti na svoju stranicu na društvenim mrežama:

Sve teme u ovom dijelu:

Struktura atoma i Paulijev princip
Paulijev princip pomaže objasniti različite fizičke pojave. Posljedica principa je prisutnost elektronskih ljuski u strukturi atoma, iz kojih, zauzvrat, proizlaze razne kemijske

Glavne vrste kemijskih veza. Kovalentna veza. Glavne odredbe metode valentnih veza. Sigma i pikovalentne veze
atomi se mogu međusobno kombinirati i tvoriti jednostavne i složene tvari. U tom slučaju nastaju različite vrste kemijskih veza: ionske, kovalentne (nepolarne i polarne), metalne

Sp-hibridizacija
Javlja se kada se miješaju jedna s- i jedna p-orbitala. Formiraju se dvije ekvivalentne sp-atomske orbitale, smještene linearno pod kutom od 180 stupnjeva i usmjerene u različitim smjerovima od jezgre atoma y

Geometrijski oblik i polaritet molekula
Hibridizacija Geometrijski oblik Vezni kut sp Linearni 180 ° sp

Ionska veza kao granični slučaj polarizacije kovalentne veze. Elektrostatička interakcija iona
Ionska veza je vrlo jaka kemijska veza nastala između atoma s velikom razlikom (> 1,5 na Paulingovoj skali) elektronegativnosti, u kojoj ukupni elektronski par

Kemijska svojstva bazičnih oksida
1. U vodi topljivi bazični oksidi reagiraju s vodom i tvore baze: Na2O + H2O → 2NaOH. 2. Interakcija s kiselim oksidima, tvoreći

Kemijska svojstva kiselih oksida
1. Reagira s vodom, stvarajući kiselinu: SO3 + H2O → H2SO4. Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi izravno s vodom (SiO

Kemijska svojstva amfoternih oksida
1. Reagira s kiselinama, stvarajući sol i vodu: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Reagira s čvrstim lužinama (kod fuzije), što rezultira

Temelji. Kemijska svojstva baza. Amfoterna stanja, reakcije njihove interakcije s kiselinama i lužinama
Baza je kemijski spoj koji može stvoriti kovalentnu vezu s protonom (Brønstedova baza

Tipične reakcije
Amfoterni oksidi reagiraju s jakim kiselinama i tvore soli tih kiselina. Takve reakcije su manifestacija osnovnih svojstava amfoternih oksida, na primjer: ZnO + H2SO4

Kiseline. Anoksične i kisikove kiseline. Svojstva kiselina (sumporne, klorovodične, dušične)
Kiseline su složene tvari čije se molekule sastoje od zamjenjivih atoma vodika i kiselih ostataka. Kiselinski ostatak je negativno nabijen.

Sumporna kiselina
Sumporna kiselina H2SO4 je jaka dvobazna kiselina koja odgovara najvišem stupnju oksidacije sumpora (+6). U normalnim uvjetima, koncentrirana sumporna

Nitrati
Dušična kiselina je jaka kiselina. Njegove soli – nitrati – dobivaju se djelovanjem HNO3 na metale, okside, hidrokside ili karbonate. Svi nitrati su vrlo topljivi u vodi. Nitratni ion u vodi

Homogena kataliza
Primjer homogene katalize je razgradnja vodikovog peroksida u prisutnosti jodnih iona. Reakcija se odvija u dva stupnja: H2O2 + I → H2O + IO

Heterogena kataliza
U slučaju heterogene katalize, ubrzanje procesa obično se događa na površini krutine - katalizatora, stoga aktivnost katalizatora ovisi o veličini i svojstvima njegove površine. U praksi

Utjecaj koncentracije na brzinu kemijske reakcije. Zakon o masovnoj akciji
Da bi tvari reagirale, potrebno je da se njihove molekule sudare. Vjerojatnost sudara dvoje ljudi u prometnoj ulici mnogo je veća nego u napuštenoj. Tako je i s molekulama. Očito je da u

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije. Energija aktivacije
Utjecaj temperature na broj sudara molekula može se prikazati pomoću modela. U prvoj aproksimaciji, učinak temperature na brzinu reakcije određen je Van't Hoffovim pravilom (formulirano

Reakcije bez i uz sudjelovanje elektrona. Ionska izmjena i redoks reakcije
Valentni elektroni određuju ponašanje kemijskog elementa u kemijskim reakcijama. Što manje valentnih elektrona element ima, to se lakše odriče tih elektrona (pokazuje svojstva za obnavljanje

Slika reakcija ionske izmjene
Reakcija izmjene u otopini obično je predstavljena s tri jednadžbe: molekularnom, potpuno ionskom i reduciranom ionskom. U ionskoj jednadžbi slabi elektroliti, plinovi i slabo topljive tvari predstavljaju m

Pravila za pisanje reakcija ionske izmjene
Prilikom pisanja ionskih jednadžbi nužno je voditi se tablicom topljivosti kiselina, baza i soli u vodi, odnosno nužno je provjeriti topljivost reagensa i proizvoda

Oksidacija
Oksidacija je proces doniranja elektrona, s povećanjem oksidacijskog stanja. Kada se tvar oksidira kao rezultat donacije elektrona, njezino oksidacijsko stanje se povećava. Na

Oporavak
Redukcija je proces vezivanja elektrona na atom tvari, dok se njezino oksidacijsko stanje smanjuje. Kod redukcije atoma ili iona, dodajem

Redox para
Oksidacijsko sredstvo i njegov reducirani oblik ili redukcijsko sredstvo i njegov oksidirani oblik čine konjugirani redoks par, a njihove međupretvorbe su oksidativne

Vrste redoks reakcija
Intermolekularne - reakcije u kojima su oksidacijski i redukcijski atomi u molekulama različitih tvari, na primjer: H2S + Cl2 → S + 2HCl unutar

Oksidacija, redukcija
U redoks reakcijama, elektroni s jednog atoma, molekule ili iona se prenose na drugi. Proces doniranja elektrona je oksidacija. Oksidacijom se oksidacijsko stanje povećava:

Interakcija s jednostavnim tvarima
Interakcija s metalima: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2

Maseni udio
Maseni udio - omjer mase otopljene tvari i mase otopine. Maseni udio mjeri se u udjelima jedinice ili kao postotak:

Molarnost (molarna težinska koncentracija, molarna koncentracija)
Molarnost - količina otopljene tvari (broj molova) u 1000 g otapala. Mjeri se u molovima po kg, a čest je i izraz u "molalnosti". Dakle, otopina s koncentracijom 0,

Titar otopine
Glavni članak: Titar otopine Titar otopine je masa otopljene tvari u 1 ml otopine.

Topljivost. Ravnoteža u heterogenim sustavima. Proizvod topljivosti slabo topljivih anorganskih tvari
Topljivost - sposobnost tvari da tvori homogene sustave s drugim tvarima - otopine u kojima je tvar u obliku pojedinačnih atoma, iona, molekula odn.

Vodene otopine elektrolita. Jaki i slabi elektroliti. Konstanta i stupanj disocijacije. Ostwaldov zakon razrjeđenja
OTOPINE ELEKTROLITA Otopine ELEKTROLITA, sadrže u primjetnim koncentracijama ione-katione i anione nastale kao rezultat elektrolitičke disocijacije mola

PH vode
Radi praktičnosti, koncentracije i izražene su kao pH i hidroksil pOH

Disocijacija jakih elektrolita. Aktivnost iona u otopinama. Koeficijent aktivnosti. Razumijevanje ionske snage otopina
Jaki elektroliti su kemijski spojevi čije su molekule u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirane na ione. Stupanj disocijacije ovih elektrolita je blizu

Stupanj hidrolize
Stupanj hidrolize označava omjer dijela soli koji je podvrgnut hidrolizi i ukupne koncentracije njezinih iona u otopini. Označava se s α (ili hhydr);

Potencijal elektrode. Pojava potencijalnog skoka na sučelju. Vodikova elektroda. Standardna vodikova elektroda
Potencijal elektrode - razlika u električnim potencijalima između elektrode i elektrolita u kontaktu s njom (najčešće između metala i otopine elektrolita

Elektrokemijska korozija metala u raznim sredinama
Kontaktna bimetalna korozija je vrsta elektrokemijske korozije uzrokovane kontaktom metala s različitim elektrodnim potencijalima u elektrolitu. U ovom slučaju, korozija metala s

Kemijska interakcija metala s otopinama uobičajenih kiselina i oksidirajućih kiselina
Klorovodična kiselina je tehnički naziv za klorovodičnu kiselinu. Dobiva se otapanjem plinovitog klorovodika – HCl u vodi. Zbog male topljivosti u vodi, koncentracija ko

Razrijeđena sumporna kiselina
U razrijeđenoj vodenoj otopini sumporne kiseline, većina njezinih molekula disocira: H2SO4

Koncentrirana sumporna kiselina
U koncentriranoj otopini sumporne kiseline (iznad 68%) većina molekula je u nedisociranom stanju, pa sumpor djeluje kao oksidant.

Proces elektrolize. Katodni i anodni procesi. Redoslijed pražnjenja čestica na anodi i katodi, ovisno o vrijednosti njihovog elektrodnog potencijala
Elektroliza je fizikalno-kemijski proces koji se sastoji od oslobađanja na elektrodama sastavni dijelovi otopljene tvari ili druge tvari koje proizlaze iz sekundarnih

Katodne reakcije
Posljednja reakcija se nastavlja oslobađanjem vodika. Uz elek

Matematički pogled
Faradayevi zakoni se mogu zapisati kao sljedeća formula: gdje je:

Konfiguracija atoma i iona
Topljivost soli i hidroksida kationa, koja je u osnovi analitičke klasifikacije, kao i sva druga svojstva kationa, funkcionalno je povezana s položajem odgovarajućih elemenata u periodičnoj

Vrste titracije
Razlikovati izravnu, povratnu titraciju i titraciju supstituenta. U izravnoj titraciji u otopinu analita (alikvot ili izvagani dio, tvar koju treba titrirati) d

Vrste titrimetrijske analize
Titrimetrijska analiza može se temeljiti na različitim vrstama kemijskih reakcija: kiselo-bazna titracija - reakcije neutralizacije; redoks titri

Ekvivalentna molarna masa tvari
Molekulska masa ekvivalenti se obično označavaju kao ili

Ekvivalentni broj
Ekvivalentni broj z je mali pozitivan cijeli broj jednak broju ekvivalenata tvari sadržanih u 1 molu te tvari. Ekvivalni faktor

Značajke strukture atoma ugljika. Anorganski spojevi ugljika (oksidi, karbonati i hidrokarbonati, karbidi) i njihova svojstva
Ugljik je osnova organskih, bioorganskih spojeva i mnogih polimera. Većina spojeva ugljika pripada organskim tvarima, ali u ovom radu obratit ćemo pažnju, dakle

Čista voda vrlo slabo provodi struju, ali ipak ima mjerljivu električnu vodljivost, što se objašnjava malom disocijacijom vode na vodikove ione i hidroksidne ione:

Električna vodljivost čiste vode može se koristiti za izračunavanje koncentracije vodikovih iona i hidroksidnih iona u vodi. Kada je jednak mol / l.

Napišimo izraz za konstantu disocijacije vode:

Prepišimo ovu jednadžbu na sljedeći način:

Budući da je stupanj disocijacije vode vrlo mali, koncentracija nedisociranih molekula u vodi je praktički jednaka ukupnoj koncentraciji vode, tj. 55,55 mol/l (1 litra sadrži 1000 g vode, tj. mol). U razrijeđenim vodenim otopinama koncentracija zode može se smatrati istom. Stoga, zamjenjujući proizvod novom konstantom u posljednjoj jednadžbi, imat ćemo:

Rezultirajuća jednadžba pokazuje da je za vodu i razrijeđene vodene otopine pri konstantnoj temperaturi umnožak koncentrata vodikovih iona i hidroksidnih iona konstantna vrijednost. Ova konstantna vrijednost naziva se ionski umnožak vode. Njegova se brojčana vrijednost lako može dobiti zamjenom zadnje jednadžbe za koncentraciju vodikovih iona i hidroksidnih iona. U čistoj vodi pri mol / l. Dakle, za naznačenu temperaturu:

Otopine u kojima su koncentracije vodikovih i hidroksidnih iona jednake nazivaju se neutralnim otopinama. U, kao što je već spomenuto, u neutralnim otopinama, koncentracija vodikovih iona i hidroksidnih iona je mol/L. U kiselim otopinama koncentracija vodikovih iona je veća, u alkalnim otopinama veća je koncentracija hidroksidnih iona. Ali bez obzira na reakciju otopine, produkt koncentracija vodikovih iona i hidroksidnih iona ostaje konstantan.

Ako se, primjerice, čistoj vodi doda toliko kiseline da se koncentracija vodikovih iona poveća na mol/l, tada će se koncentracija hidroksidnih iona smanjiti tako da proizvod ostane jednak. Stoga će u ovoj otopini koncentracija hidroksidnih iona biti:

Naprotiv, ako u vodu dodate lužinu i time povećate koncentraciju hidroksidnih iona, na primjer, na mol / l, tada će koncentracija vodikovih iona biti:

Ovi primjeri pokazuju da ako je poznata koncentracija vodikovih iona u vodenoj otopini, tada se određuje i koncentracija hidroksidnih iona. Stoga se i stupanj kiselosti i stupanj alkalnosti otopine mogu kvantitativno okarakterizirati koncentracijom vodikovih iona:

Kiselost ili lužnatost otopine može se izraziti na drugi, prikladniji način: umjesto koncentracije vodikovih iona, naznačuje se njezin decimalni logaritam, uzet s suprotnim predznakom. Posljednja vrijednost naziva se pH vrijednost i označava se sa:

Na primjer, ako mol / l, tada; ako je mol / l, onda itd. Otuda je jasno da u neutralnoj otopini (mol / l). U kiselim otopinama, i što je manje, otopina je kiselija. Naprotiv, u alkalnim otopinama, i što je više, to je veća lužnatost otopine.

Važna značajka tekuće vode je njena sposobnost spontane disociacije reakcijom:

H 2 O (l) "H + (aq) + OH - (aq)

Ovaj proces se također naziva samoionizacija ili autoprotoliza. Nastali H + protoni i OH - anioni okruženi su određenim brojem polarnih molekula vode, t.j. hidratizirano: H + × nH2O; OH - × mH 2 O. Primarnu hidrataciju možemo predstaviti nizom akvakompleksa: H 3 O +; H502+; H703+; N 9 O 4 +, među kojima prevladavaju ioni N 9 O 4 + (N + × 4H 2 O). Životni vijek svih ovih iona u vodi je vrlo kratak, jer protoni neprestano migriraju samo iz molekula

vode drugima. Obično se u jednadžbama radi jednostavnosti koristi samo kation sastava H 3 O + (H + × H 2 O), nazvan hidronijev ion.

Proces disocijacije vode, uzimajući u obzir hidrataciju protona i stvaranje hidronijevog iona, može se zapisati: 2N 2 O «N 3 O + + ON -

Voda je slab elektrolit čiji je stupanj disocijacije

Budući da je à C jednako (H 2 O) "C ref (H 2 O) ili [H 2 O] je jednako ≈ [H 2 O] ref

- broj molova sadržanih u jednoj litri vode. S ref (H2O) u razrijeđenoj otopini ostaje konstantan. Ova nam okolnost omogućuje da u konstantu ravnoteže uključimo C jednak (H 2 O).

Dakle, umnožak dviju konstanti daje novu konstantu, koja se zove ionski proizvod vode. Na temperaturi od 298 K.

¾- Konstantnost ionskog produkta vode znači da u bilo kojoj vodenoj otopini: kiseloj, neutralnoj ili alkalnoj, uvijek postoje obje vrste iona (H + i OH -)

¾- U čistoj vodi, koncentracije vodikovih i hidroksilnih iona su jednake i pod normalnim uvjetima su:

K w 1/2 = 10 -7 mol/l.

¾- Kada se dodaju kiseline, koncentracija [N +] se povećava, t.j. ravnoteža se pomiče ulijevo, a koncentracija [OH -] opada, ali K w ostaje jednak 10 -14.

U kiseloj sredini > 10 -7 mol / l, i< 10 -7 моль/л

U alkalnom okruženju< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol / l

U praksi, radi praktičnosti, koristite pH (pH) i hidroksilni indeks (pOH) medija.

Ovo je decimalni logaritam koncentracija (aktivnosti) vodikovih ili hidroksilnih iona u otopini, uzetih s suprotnim predznakom: pH = - lg, pOH = - lg

U vodenim otopinama pH + pOH = 14.

Tablica 14.

K w ovisi o temperaturi (budući da je disocijacija vode endotermni proces)

K w (25 o C) = 10 -14 Þ pH = 7

K w (50 o C) = 5,47 × 10 -14 Þ pH = 6,63

Mjerenje pH je izuzetno široko korišteno. U biologiji i medicini, pH vrijednost bioloških tekućina koristi se za određivanje patologija. Na primjer, normalni pH krvnog seruma je 7,4 ± 0,05; slina - 6,35 ... 6,85; želučana kiselina- 0,9 ... 1,1; suze - 7,4 ± 0,1. V poljoprivreda pH karakterizira kiselost tla, ekološko stanje prirodnih voda itd.

Kiselinsko-bazni indikatori su kemijski spojevi koji mijenjaju boju ovisno o pH okoliša u kojem se nalaze. Vjerojatno ste primijetili kako se boja čaja mijenja kada u njega stavite limun – ovo je primjer djelovanja kiselinsko-baznog indikatora.

Indikatori su obično slabe organske kiseline ili baze i mogu postojati u otopinama u dva tautomerna oblika:

HInd «H + + Ind -, gdje je HInd kiseli oblik (ovo je oblik koji prevladava u kiselim otopinama); Ind - osnovni oblik (prevladava u alkalnim otopinama).

Ponašanje indikatora slično je ponašanju slabog elektrolita u prisutnosti jačeg s istoimenim ionom. Što se više, dakle, ravnoteža pomiče prema postojanju kiselog oblika HInd-a i obrnuto (Le Chatelierov princip).

Iskustvo jasno pokazuje mogućnost korištenja nekih pokazatelja:

Tablica 15

Posebni uređaji - pH-metri omogućuju mjerenje pH s točnošću od 0,01 u rasponu od 0 do 14. Određivanje se temelji na mjerenju EMF-a galvanske ćelije, čija je jedna od elektroda, na primjer, staklo.

Koncentracija vodikovih iona najtočnije se može odrediti kiselinsko-baznom titracijom. Titracija je proces postupnog dodavanja u malim obrocima otopine poznate koncentracije (titranta) u titriranu otopinu čiju koncentraciju želimo odrediti.

Puferske otopine- to su sustavi čiji se pH relativno malo mijenja kada se razrijede ili im se dodaju u malim količinama kiselina ili lužina. Najčešće su to otopine koje sadrže:

a) a) Slaba kiselina i njena sol (CH 3 COOH + CH 3 COONa) - acetatni pufer

c) Slaba baza i njena sol (NH 4 OH + NH 4 Cl) - amonijak-amonijev pufer

c) Dvije kisele soli s različitim K e (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - fosfatni pufer

Razmotrimo regulacijski mehanizam puferskih otopina na primjeru acetatne puferske otopine.

CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +,

CH 3 COONa "CH 3 COO - + Na +

1.1) ako u pufersku smjesu dodate malu količinu lužine:

CH 3 COOH + NaOH «CH 3 COONa + H 2 O,

NaOH se neutralizira octenom kiselinom da nastane slabiji elektrolit H 2 O. Suvišak natrijevog acetata pomiče ravnotežu prema formiranoj kiselini.

2. 2) ako dodate malu količinu kiseline:

CH 3 COONa + HCl «CH 3 COOH + NaCl

Kationi vodika N + vežu CH3COO -

Nađimo koncentraciju vodikovih iona u pufer acetatnoj otopini:

Ravnotežna koncentracija octene kiseline rane C ref, k (budući da je elektrolit slab), i [CH 3 COO -] = C sol (budući da je sol jak elektrolit), tada. Henderson-Hasselbachova jednadžba:

Dakle, pH puferskih sustava određuje se omjerom koncentracija soli i kiseline. Kada se razrijedi, ovaj omjer se ne mijenja i pH pufera se ne mijenja kada se razrijedi, što razlikuje puferske sustave od čiste otopine elektrolita, za koje vrijedi Ostwaldov zakon razrjeđenja.

Postoje dvije karakteristike međuspremnika:

1.Tampon sila... Apsolutna vrijednost tampon sile ovisi o

ukupna koncentracija komponenti puferskog sustava, t.j. što je veća koncentracija puferskog sustava, potrebno je više lužine (kiseline) za istu promjenu pH.

2.Kapacitet pufera (B). Kapacitet međuspremnika je granica na kojoj se događa djelovanje međuspremnika. Puferska smjesa održava pH konstantan samo pod uvjetom da količina jake kiseline ili baze dodane otopini ne prelazi određenu graničnu vrijednost - B. Kapacitet pufera određuje se brojem g/eq jake kiseline (baze) , koji se mora dodati u jednu litru puferske smjese da bi se promijenila pH vrijednost po jedinici, t.j. ... Zaključak: Svojstva međuspremnika:

1. 1. Malo ovisi o razrjeđivanju.

2. Dodavanje jakih kiselina (baza) malo se mijenja unutar puferskog kapaciteta B.

3. 3. Kapacitet pufera ovisi o jačini pufera (o koncentraciji komponenti).

4. 4. Pufer pokazuje najveći učinak kada su kiselina i sol prisutni u otopini u ekvivalentnim količinama:

Sa solju = S to-ti; = K d, k; pH = pK d, k (pH je određen vrijednošću K d).

Hidroliza je kemijska interakcija vode sa solima... Hidroliza soli se svodi na proces prijenosa protona. Kao rezultat njegovog tijeka pojavljuje se određeni višak vodikovih ili hidroksilnih iona, dajući otopini kisela ili alkalna svojstva. Dakle, hidroliza je obrnuto od procesa neutralizacije.

Hidroliza soli uključuje dvije faze:

a) Elektrolitička disocijacija soli s stvaranjem hidratiziranih iona: KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O (donor-akceptorska veza, donor je O atom koji ima 2 usamljena elektronska para,

akceptor - kationi sa slobodnim orbitalama)

Cl - + yH 2 O «Cl - × yH 2 O (vodikova veza)

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

c) Hidroliza kationom. K + + HOH à KOH +

Sve soli nastale uz sudjelovanje slabih

elektroliti:

1.Sol koju stvaraju anion slabih kiselina i kation jakih baza

CH 3 COONa + HOH "CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO - + NON «CH 3 COON + OH -, pH> 7

Anioni slabih kiselina obavljaju funkciju baza u odnosu na vodu - donora protona, što dovodi do povećanja koncentracije ON -, t.j. alkalizacija okoline.

Dubina tijeka hidrolize određena je stupnjem hidrolize a g:

- koncentracija hidrolizirane soli

- koncentracija izvorne soli

a g nije velik, na primjer, za 0,1 mol otopine CH 3 COONa pri 298 K jednak je 10 -4.

Tijekom hidrolize u sustavu se uspostavlja ravnoteža koju karakterizira K p

Stoga, što je niža konstanta disocijacije, to je veća konstanta hidrolize. Stupanj hidrolize s konstantom hidrolize povezan je jednadžbom:

S povećanjem razrjeđenja, t.j. smanjenjem C 0 povećava se stupanj hidrolize.

2.Sol nastala od kationa slabih baza i aniona jakih kiselina

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H +, pH< 7

Protolitička ravnoteža je pomaknuta ulijevo, kation slabe baze NH 4 + djeluje kao kiselina u odnosu na vodu, što dovodi do zakiseljavanja medija. Konstanta hidrolize određena je jednadžbom:

Ravnotežna koncentracija vodikovih iona može se izračunati: [H +] je = a g × C 0 (početna koncentracija soli), gdje je

Kiselost medija ovisi o početnoj koncentraciji soli ove vrste.

3. 3.Sol koju stvaraju anion slabih kiselina i kation slabih baza. Hidroliziran i kationom i anionom

NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN

Za određivanje pH medija otopine, usporedite K D, K i K D, bazični

K D, k> K D, bazična à slabo kisela sredina

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

K D, k = K D, baza à neutralni medij

Posljedično, stupanj hidrolize ove vrste soli ne ovisi o njihovoj koncentraciji u otopini.

od i [OH -] su određeni s K D, k i K D, tada glavni

pH otopine također je neovisan o koncentraciji soli u otopini.

Soli koje tvore višestruko nabijeni anion i jednostruko nabijeni kation (sulfidi, karbonati, amonijevi fosfati) se u prvoj fazi gotovo potpuno hidroliziraju, t.j. su u otopini u obliku smjese slabe baze NH 4 OH i njene soli NH 4 HS, t.j. u obliku amonijevog pufera.

Za soli koje nastaju višestruko nabijenim kationom i jednostrukim nabijenim anionom (acetati, formati Al, Mg, Fe, Cu), hidroliza se povećava zagrijavanjem i dovodi do stvaranja bazičnih soli.

Hidroliza nitrata, hipoklorita, hipobromita Al, Mg, Fe, Cu teče potpuno i nepovratno, t.j. soli nisu izolirane iz otopina.

Soli: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 itd. su slabo topljive u vodi, no neki od njihovih iona sudjeluju u procesu hidrolize, što dovodi do određenog povećanja njihove topljivosti.

Krom i aluminij sulfidi su potpuno i nepovratno hidrolizirani da nastaju odgovarajući hidroksidi.

4. 4. Soli koje nastaju anionom jakih kiselina i jakih baza ne podliježu hidrolizi.

Najčešće je hidroliza štetna pojava koja uzrokuje razne komplikacije. Dakle, pri sintetiziranju anorganskih tvari iz vodenih otopina, u nastaloj tvari pojavljuju se nečistoće - proizvodi njezine hidrolize. Neki spojevi se uopće ne mogu sintetizirati zbog nepovratne hidrolize.

- ako se hidroliza odvija uz anion, tada se otopini dodaje višak lužine

- ako se hidroliza odvija uz kation, tada se otopini dodaje višak kiseline

Dakle, prvu kvalitativnu teoriju otopina elektrolita iznio je Arrhenius (1883. - 1887.). Prema ovoj teoriji:

1. 1. Molekule elektrolita disociraju u suprotne ione

2. 2. Između procesa disocijacije i rekombinacije uspostavlja se dinamička ravnoteža koju karakterizira KD.Ova ravnoteža podliježe zakonu djelovanja mase. Udio raspadnutih molekula karakterizira stupanj disocijacije a. K D i a povezani su Ostwaldovim zakonom.

3. 3. Otopina elektrolita (prema Arrheniusu) je smjesa molekula elektrolita, njegovih iona i molekula otapala, između kojih nema interakcije.

Zaključak: Arrheniusova teorija omogućila je objašnjenje mnogih svojstava otopina slabih elektrolita pri niskim koncentracijama.

Međutim, Arrheniusova teorija bila je samo fizičke prirode, t.j. nije razmatrao pitanja:

· Iz kojeg razloga se tvari u otopinama raspadaju na ione?

· Što se događa s ionima u otopinama?

Arrheniusova teorija je dalje razvijena u djelima Ostwalda, Pisarzhevskog, Kablukova, Nernsta itd. Na primjer, na važnost hidratacije prvi je ukazao Kablukov (1891.), postavljajući temelje za razvoj teorije elektrolita u smjeru koji je naznačio Mendeljejev (tj. on je prvi spojio Mendeljejevljevu teoriju solvatacije s fizičkom teorijom Arrheniusa). Solvatacija je proces interakcije elektrolita

nastaju molekule otapala složeni spojevi solvati. Ako je otapalo voda, stoga se proces interakcije elektrolita s molekulama vode naziva hidratacija, a aqua kompleksi se nazivaju kristalni hidrati.

Razmotrimo primjer disocijacije elektrolita u kristalnom stanju. Ovaj proces se može predstaviti u dvije faze:

1. 1.razaranje kristalne rešetke tvari DH 0 cr> 0, proces nastanka molekula (endotermni)

2. 2.Tvorba solvatiranih molekula, DH 0 solv< 0, процесс экзотермический

Rezultirajuća toplina otapanja jednaka je zbroju toplina dva stupnja DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv i može biti negativna ili pozitivna. Na primjer, energija kristalne rešetke je KCl = 170 kcal / mol.

Toplina hidratacije iona K + = 81 kcal / mol, Cl - = 84 kcal / mol, a rezultirajuća energija je 165 kcal / mol.

Toplina hidratacije djelomično pokriva energiju potrebnu za oslobađanje iona iz kristala. Preostalih 170 - 165 = 5 kcal/mol može se apsorbirati energijom toplinskog gibanja, a otapanje je popraćeno apsorpcijom topline iz okoliš... Hidrati ili solvati olakšavaju proces endotermne disocijacije, što otežava rekombinaciju.

A evo situacije kada je prisutna samo jedna od dvije imenovane faze:

1. otapanje plinova - nema prve faze razaranja kristalne rešetke, ostaje egzotermna solvatacija, dakle, otapanje plinova je u pravilu egzotermno.

2. Prilikom otapanja kristalnih hidrata nema stupnja solvatacije, ostaje samo endotermna destrukcija kristalne rešetke. Na primjer, otopina kristalnog hidrata: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DH otopina = DH cr = + 11,7 kJ / mol

Bezvodna otopina soli: CuSO 4 (t) - CuSO 4 (p) - CuSO 4 × 5H 2 O (p)

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

Kemijski čista voda ima, iako zanemarivu, ali mjerljivu električnu vodljivost, budući da se voda u neznatnoj mjeri disocira na ione. Dakle, na sobnoj temperaturi samo je jedna od 10 8 molekula vode u disociranom obliku. Proces elektrolitičke disocijacije vode moguć je zbog dovoljno visokog polariteta O-N priključci te prisutnost vodikovih veza između molekula vode. Jednadžba disocijacije vode se piše na sljedeći način:

2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,

gdje je H 3 O + hidroksonijev kation vodika.

Jednadžba disocijacije vode može se napisati u jednostavnijem obliku:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Prisutnost vodikovih i hidroksidnih iona u vodi daje joj specifična svojstva amfolita, t.j. sposobnost obavljanja funkcija slabe kiseline i slabe baze. Konstanta disocijacije vode na temperaturi od 22 0 S:

gdje su i ravnotežne koncentracije vodikovih kationa i hidrokso-aniona u r-ionu/l, odnosno ravnotežna koncentracija vode u mol/l. S obzirom da je stupanj disocijacije vode iznimno mali, ravnotežna koncentracija nedisociranih molekula vode može se sasvim izjednačiti s ukupnom količinom vode u 1 litri vode:

Sada se izraz (1) može napisati na sljedeći način:

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

Umnožak koncentracija vodikovih iona i hidrokso-iona konstanta je ne samo za vodu, već i za vodene otopine soli, kiselina i lužina. Ova količina se zove ionski proizvod vode ili konstanta vode. Dakle: K N2O = = 10 -14 g-iona 2 / l 2.

Za neutralne medije = = 10 -7 g-iona / l. U kiseloj sredini>, a u alkalnoj< . 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. Eksponent vodika- NS

Za kvantitativno karakteriziranje reakcije medija obično se ne navodi koncentracija vodikovih iona, već se koristi određeni uvjetni pokazatelj, označen s pH i tzv. vodikov indeks. To je negativni decimalni logaritam koncentracije vodikovih kationa pH = - lg.

Za neutralni medij pH = -lg 10 -7 = 7;

za kisele - pH< 7;

za alkalne - pH> 7.

Koncept od hidroksilni indeks pOH = - lg [OH -].

pH + pOH = 14.

Određivanje pH je od ogromne važnosti u tehnologiji, a posebno u građevinarstvu. Obično se pH vrijednost mjeri pomoću pokazatelji- tvari koje mogu mijenjati boju ovisno o koncentraciji vodikovih iona. Indikatori su slabe kiseline i baze čije su molekule i ioni obojeni različitim bojama (tablica 1).

stol 1

Međutim, indikatori ne daju točno određivanje pH vrijednosti, stoga se moderna mjerenja pH provode elektrokemijskim metodama čija je točnost ± 0,01 pH jedinica.

Udžbenik je namijenjen studentima nekemijskih specijalnosti viših obrazovne ustanove... Može poslužiti kao vodič za one koji samostalno proučavaju osnove kemije, te za učenike kemijskih tehničkih škola i viših srednjih škola.

Legendarni udžbenik, preveden na mnoge jezike zemalja Europe, Azije, Afrike i objavljen u ukupnoj nakladi od preko 5 milijuna primjeraka.

Prilikom izrade datoteke korištena je stranica http://alnam.ru/book_chem.php

Knjiga:

<<< Назад

Naprijed >>>

Čista voda vrlo slabo provodi struju, ali ipak ima mjerljivu električnu vodljivost, što se objašnjava malom disocijacijom vode na vodikove ione i hidroksidne ione:

Električna vodljivost čiste vode može se koristiti za izračunavanje koncentracije vodikovih iona i hidroksidnih iona u vodi. Na 25 ° C jednaka je 10 -7 mol / l.

Napišimo izraz za konstantu disocijacije vode:

Prepišimo ovu jednadžbu na sljedeći način:

Budući da je stupanj disocijacije vode vrlo mali, koncentracija nedisociranih molekula H2O u vodi je praktički jednaka ukupnoj koncentraciji vode, tj. 55,55 mol/l (1 litra sadrži 1000 g vode, tj. 1000: 18,02 = 55,55 mol ). U razrijeđenim vodenim otopinama koncentracija vode može se smatrati istom. Dakle, zamjenom proizvoda u posljednjoj jednadžbi s novom konstantom K H 2 O imat ćemo:

Otopine u kojima su koncentracije vodikovih i hidroksidnih iona jednake nazivaju se neutralnim otopinama. Na 25 °C, kao što je već spomenuto, u neutralnim otopinama koncentracija i vodikovih iona i hidroksidnih iona je 10 -7 mol/l. U kiselim otopinama veća je koncentracija vodikovih iona, u alkalnim otopinama koncentracija hidroksidnih iona. Ali bez obzira na reakciju otopine, produkt koncentracija vodikovih iona i hidroksidnih iona ostaje konstantan.

Ako se, na primjer, čistoj vodi doda toliko kiseline da se koncentracija vodikovih iona poveća na 10 -3 mol/l, tada će se koncentracija hidroksidnih iona smanjiti tako da proizvod ostaje jednak 10 -14. Stoga će u ovoj otopini koncentracija hidroksidnih iona biti:

10 -14 / 10 -3 = 10 -11 mol / l

Naprotiv, ako u vodu dodate lužinu i time povećate koncentraciju hidroksidnih iona, na primjer, do 10 -5 mol / l, tada će koncentracija vodikovih iona biti:

10 -14 / 10 -5 = 10 -9 mol / l

Na primjer, ako je = 10 -5 mol / l, tada je pH = 5; ako je = 10 -9 mol / l, tada je pH = 9, itd. Otuda je jasno da je u neutralnoj otopini (= 10 -7 mol / l) pH = 7. U kiselim otopinama pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 i što više, to je alkalnost otopine veća.

Postoje različite metode za mjerenje pH. Reakcija otopine može se približno odrediti pomoću posebnih reagensa zvanih indikatori, čija se boja mijenja ovisno o koncentraciji vodikovih iona. Najčešći pokazatelji su metilnaranča, metil crvena, fenolftalein. Stol 17 dane su karakteristike nekih pokazatelja.

Za mnoge procese pH vrijednost igra važnu ulogu. Dakle, pH ljudske i životinjske krvi ima strogo konstantnu vrijednost. Biljke mogu normalno rasti samo kada je pH otopine tla u određenom rasponu, tipičnom za danu biljnu vrstu. Svojstva prirodnih voda, posebice njihova korozivnost, jako ovise o njihovom pH.

Tablica 17. Najvažniji pokazatelji

<<< Назад

Naprijed >>>