Вода - слабый амфотерный электролит.

Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода Н + таково:

Без учета гидратации ионов Н + уравнение диссоциации воды имеет вид:

Как видно из второго уравнения, концентрации ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН — в воде одинаковы. При 25 о С [Н + ] = [ОН — ] = 10 -7 моль/л.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды (K H 2 O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O - величина постоянная, и при температуре 25 о С

K H 2 O = 10 -7 ∙10 -7 = 10 -14

В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН — - величина постоянная при данной температуре. Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН — , если известна концентрация ионов водорода Н + , и наоборот.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н + или гидроксид-ионов ОН — .

В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую.

Нейтральная среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

[Н + ] = = 10 -7 моль/л

Кислая среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

[Н + ] > [ОН — ], > 10 -7 моль/л

Щелочная среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

< , < 10 -7 моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш).

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg.

Например, если = 10 -3 моль/л, то pН = 3, среда раствора - кислая; если [Н + ] = 10 -12 моль/л, то pН = 12, среда раствора - щелочная:

Чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора.

Зависимость между концентрацией ионов Н + , величиной рН и средой раствора показана на следующей схеме:

Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. рН раствора.

На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин . Они изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус - в интервале рН от 5,0 до 8,0; метилоранж - от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин - от 8,2 до 10,0.

Изменение цвета индикаторов показано на схеме:

Заштрихованные области показывают интервал изменения окраски индикатора.

Кроме указанных выше индикаторов, применяют также универсальный индикатор, который можно использовать для приблизительного определения рН в широком интервале от 0 до 14.

Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Поэтому определение рН растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных, величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н + является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.

Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет рН 1,7; рН крови человека равен 7,4; слюны - 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении рН: каталаза крови при рН 7 пепсин желудочного сока - при рН 1,5-2; и т. д.

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

По величине электрической проводимости чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. При она равна моль/л.

Напишем выражение для константы диссоциации воды:

Перепишем это уравнение следующим образом:

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул в воде практически равно общей концентрации воды, т. е. 55,55 моль/л (1 л. содержит 1000 г. воды, т. е. моль). В разбавленных водных растворах концентрацию зоды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение новой константой будем иметь:

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентрата ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная, Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. В чистой воде при моль/л. Поэтому для указанной температуры:

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При , как уже сказано, в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна моль/л. В кислых растзорах больше концентрация ионов водорода, в щелочных - концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.

Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до моль/л, то концентрация гидроксид-ионов понизится так, что произведение останется равным . Следовательно, в этом растворе концентрация гидроксид-ионов будет:

Наоборот, если добавить к воде щелочи и тем повысить концентрацию гидроксид-ионов, например, до моль/л, то концентрация ионов водорода составит:

Эти примеры показывают, что если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Кислотность или щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается через :

Например, если моль/л, то ; если моль/л, то и т. д. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе ( моль/л) . В кислых растворах и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах и тем больше, чем больше щелочность раствора.

Учебное пособие предназначено для студентов нехимических специальностей высших учебных заведений. Оно может служить пособием для лиц, самостоятельно изучающих основы химии, и для учащихся химических техникумов и старших классов средней школы.

Легендарный учебник, переведенный на многие языки стран Европы, Азии, Африки и выпущенный общим тиражом свыше 5 миллионов экземпляров.

При изготовлении файла, использован сайт http://alnam.ru/book_chem.php

Книга:

<<< Назад

Вперед >>>

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

По величине электрической проводимости чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. При 25°C она равна 10 -7 моль/л.

Напишем выражение для константы диссоциации воды:

Перепишем это уравнение следующим образом:

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул H 2 O в воде практически равна общей концентрации воды, т. е. 55,55 моль/л (1 л. содержит 1000 г. воды, т. е. 1000:18.02=55.55 моль). В разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение новой константой K H 2 O будем иметь:

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентрата ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная, Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25°C ==1·10 -7 моль/л. Поэтому для указанной температуры:

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При 25°C, как уже сказано, в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна 10 -7 моль/л. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных - концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.

Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10 -3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов понизится так, что произведение останется равным 10 -14 . Следовательно, в этом растворе концентрация гидроксид-ионов будет:

10 -14 /10 -3 =10 -11 моль/л

Наоборот, если добавить к воде щелочи и тем повысить концентрацию гидроксид-ионов, например, до 10 -5 моль/л, то концентрация ионов водорода составит:

10 -14 /10 -5 =10 -9 моль/л

Эти примеры показывают, что если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Кислотность или щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается через pH:

Например, если =10 -5 моль/л, то pH=5 ; если =10 -9 моль/л, то pH=9 и т. д. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе (=10 -7 моль/л) pH=7. В кислых растворах pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 и тем больше, чем больше щелочность раствора.

Для измерения pH существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы - метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В табл. 17 дана характеристика некоторых индикаторов.

Для многих процессов значение pH играет важную роль. Так, pH крови человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут нормально произрастать лишь при значениях pH почвенного раствора, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их pH.

Таблица 17. Важнейшие индикаторы

<<< Назад

Вперед >>>

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель

Вода является слабым электролитом, который диссоциирует по уравнению: .

Это явление принято называть самоионизацией или автопротолизом.

Константа диссоциации воды при 25 0 С составляет:

Так как константа диссоциации воды очень мала, можно считать концентрацию воды постоянной величиной:

(при 295 К)

Величина K w принято называть ионным произведением воды.

Ионное произведение воды характеризует равновесие между ионами водорода и гидроксид-ионами в водных растворах и является постоянной при данной температуре величиной.

Кислотность или основность водного раствора должна быть выражена концентрацией ионов водорода или гидроксид-ионов. Чаще всœего для этой цели используют величину рН, которая связана с концентрацией ионов водорода следующим соотношением:

В нейтральной среде:

В кислой среде:

В щелочной среде:

Расчёт рН и рОН растворов сильных и слабых электролитов.

Концентрацию ионов Н + определяют по уравнению Оствальда: = ; аналогично для гидроксила: [ОH – ]= ;

Свойство растворов сохранять определœенное значение рН принято называть буферным действием. Растворы, обладающие буферными свойствами, называют буферными.

В широком смысле буферными называют системы, поддерживающие определœенное значение какого-либо параметра при изменении состава. Буферные растворы бывают кислотно – основные – поддерживают постоянство рН при введении кислот или оснований, окислительно – восстановительными – сохраняют постоянным потенциал систем при введении окислителœей или восстановителœей. Буферный раствор представляет собой сопряженную пару. К примеру:

1. слабая кислота и соль этой кислоты и сильного основания (уксусная кислота и ацетат натрия – ацетатный буфер)

2. слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты (гидроксид аммония и хлорид аммония – аммиачный буфер)

3. растворы, содержащие соли многобазовых кислот (гидрофосфат натрия и дигидрофосфат натрия – фосфатный буфер)

Рассмотрим механизм поддержания рН в ацетатном буфере. Там протекаю реакции:

СН 3 СООН ↔ СН 3 СОО -­ + Н +

СН 3 СООNa ↔ СН 3 СОО -­ + Na +

Первая реакция практически полностью подавляется из-за большой концентрации ацетат ионов, вызванной диссоциацией сильного электролита – ацетата натрия.

В случае если к раствору добавить сильную кислоту, то ионы водорода будут взаимодействовать с анионами с образованием молекул уксусной кислоты и реакция среды не изменится. В случае если к раствору добавить сильное основание, то гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода (или молекулами уксусной кислоты). Образование воды не повлияет на рН среды. Пошедшие на реакцию с ОН – ионами ионы водорода будут компенсированы за счёт смещения равновесия реакции диссоциации уксусной кислоты вправо.

Константа электролитической диссоциации уксусной кислоты:

Значение концентрации водородных ионов:

Степень электролитической диссоциации уксусной кислоты незначительна, в связи с этим в растворе преобладают ее недиссоциированные молекулы. Концентрация недиссоциированных молекул будет почти равна концентрации кислоты. Тогда концентрацию недиссоциированной кислоты можно заменить общей концентрацией кислоты в растворе:

[СН 3 СООН] = [кислота],

а концентрацию ацетатных ионов - концентрацией соли в растворе:

[СН 3 СОО -­ ] = [соль].

Подставив эти величины в выражение (2), получим уравнение расчёта [Н + ] для буферного раствора:

Величина К (константа электролитической диссоциации кислоты) при данных условиях постоянна.

Прологарифмируя уравнения получим:

рК – отрицательный логарифм константы диссоциации уксусной кислоты.

Применяя такие же рассуждения, для смеси слабого основания и соли сильной кислоты можно вывести уравнение:

Из уравнений следует, что рН буфера зависит от величины константы слабой кислоты или слабого основания, а также от соотношения концентраций компонентов буферных смесей.

Поскольку константа электролитической диссоциации при данных условиях постоянна, то рН буферного раствора будет зависеть только от отношения концентрации кислоты (или основания) и соли, взятых для приготовления буферной смеси. и не зависит от абсолютного значения этих концентраций. Опыт показывает, что даже при значительном разбавлении буферных растворов в 10-20 раз рН мало изменяется.

Способность буферных растворов противодействовать резкому изменению рН ограничена. Предел, в котором проявляется буферное действие, принято называть буферной емкостью (В). Численно буферная емкость определяется количеством моль-эквивалентов сильной кислоты или основания, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ нужно добавить к 1 л буферной смеси, чтобы изменить величину рН на единицу.

Величина буферной емкости зависит от концентрации компонентов буферной смеси и их отношения. Чем выше концентрация компонентов буферной смеси, тем больше ее емкость. Максимальное буферное действие наблюдается в случае, в случае если кислота и соль находятся в растворе в эквивалентных количествах.

Наличие буферных смесей в живых организмах определяет постоянство рН крови, молока, клеточного сока растений. Карбонатная и фосфатная буферные системы имеют большое значение в регулировании биохимических процессов в организме, почве.

Лекция 5ʼʼСлабые и сильные электролитыʼʼ

Электролиты - ϶ᴛᴏ вещества, растворы которых проводят электрический ток посредством ионов, на которые они распадаются под действием полярных молекул растворителя.

Количественной характеристикой диссоциации электролита является степень диссоциации , которая равна отношению числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул:

По степени диссоциации различают сильные электролиты слабые электролиты и электролиты средней силы

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель" 2017, 2018.

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

H 2 O ↔ H + + OH -

Примерно на 556 000 000 не диссоциированных молекул воды диссоциирует только 1 молекула, однако это 60 000 000 000 диссоциированных молекул в 1мм 3 . Диссоциация обратима, то есть ионы H + и OH - могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H + и OH - ионов. Другими словами скорости обоих процессов будут равны. Для нашего случая, уравнение скорости химической реакции можно написать так:

υ 1 = κ 1 (для диссоциации воды)

υ 2 = κ 2 (для обратного процесса)

где υ - скорость реакции; κ - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); , и - концентрации (моль/л).

В состоянии равновесия υ 1 = υ 2 , следовательно:

κ 1 = κ 2

Проведем нехитрые математические действия и получим:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

K - константа равновесия, а в нашем случаи константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы веществ, и не зависящая от концентраций (также как κ 1 и κ 2). K для воды 1,8 10 -16 при 25 °C (справочная величина).

Вследствие очень малого количества продиссоциированных молекул концентрацию можно принять равной общей концентрации воды, а общую концентрацию воды в разбавленных растворах как величину постоянную: =1000(г/л)/18(г/моль)=55,6 моль/л.

Заменяя κ 1 /κ 2 на K и используя величину , определяем чему равно произведение концентраций и , которое называется - ионное произведение воды :

K = /55,6 моль/л
1,8 10 -16 55,6 моль/л =
10 -14 =

Так как, при определенной температуре, величины используемые в расчете ионного произведения воды (K , ) постоянны, значение ионного произведения воды так же постоянно. А поскольку при диссоциации молекулы воды образуется одинаковое количество ионов и , получается что для чистой воды концентрации и будут равны 10 -7 моль/л . Из постоянства ионного произведения воды следует, что если количество ионов H + становится больше, то количество ионов HO - становится меньше. Например, если к чистой воде добавить сильную кислоту HCl, она как сильный электролит вся продиссоциирует на H + и Cl - , в результате концентрация ионов H + резко увеличится, и это приведет к увеличению скорости процесса противоположного диссоциации, так как она зависит от концентраций ионов H + и OH - :

υ 2 = κ 2

В ходе ускорившегося процесса противоположного диссоциации, концентрация ионов HO - уменьшится до величины соответствующей новому равновесию, при котором их будет так мало, что скорости диссоциации воды и обратного процесса снова будут равны. Если концентрация получившегося раствора HCl равна 0,1моль/л, равновесная концентрация будет равна:

= 10 -14 /0,1 = 10 -13 моль/л

При добавлении сильного основания NaOH сдвиг будет в сторону уменьшения концентрации H + .