Disocierea apei și pH-ul. Disocierea electrolitică a apei. Indicele de hidrogen Norii de electroni de orbitali cu valori diferite ale lui l au configurații diferite, iar cei cu același l au o configurație similară

Apă- electrolit amfoter slab.

Ecuația pentru ionizarea apei ținând cont de hidratarea ionilor de hidrogen H + este următoarea:

Fără a ține cont de hidratarea ionilor H +, ecuația de disociere a apei are forma:

După cum se poate observa din a doua ecuație, concentrațiile ionilor de hidrogen H + și ionilor de hidroxid OH - în apă sunt aceleași. La 25 o C [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l.

Produsul dintre concentrațiile ionilor de hidrogen și ionilor de hidroxid se numește produs ionic al apei(KH2O).

KH2O = ∙

K H 2 O este o valoare constantă, iar la o temperatură de 25 o C

K H 2 O = 10 -7 ∙10 -7 = 10 -14

În soluțiile apoase diluate de electroliți, ca și în apă, produsul dintre concentrațiile ionilor de hidrogen H + și ionilor de hidroxid OH - este o valoare constantă la o temperatură dată. Produsul ionic al apei face posibil ca orice soluție apoasă să calculeze concentrația ionilor de hidroxid OH - dacă este cunoscută concentrația de ioni de hidrogen H + și invers.

Mediul oricărei soluții apoase poate fi caracterizat prin concentrația de ioni de hidrogen H + sau de ioni de hidroxid OH -.

Există trei tipuri de medii în soluții apoase: neutre, alcaline și acide.

Mediu neutru este un mediu în care concentrația ionilor de hidrogen este egală cu concentrația ionilor de hidroxid:

[H+] = = 10-7 mol/l

Mediu acid este un mediu în care concentrația de ioni de hidrogen este mai mare decât concentrația de ioni de hidroxid:

[H+] > [OH-], > 10-7 mol/l

Mediu alcalin este un mediu în care concentrația ionilor de hidrogen este mai mică decât concentrația ionilor de hidroxid:

< , < 10 -7 моль/л

Pentru a caracteriza mediile de soluție, este convenabil să folosiți așa-numita valoare pH (pH).

Valoarea pH-ului se numeşte logaritm zecimal negativ al concentraţiei ionilor de hidrogen: pH = -log.

De exemplu, dacă = 10 -3 mol/l, atunci pH = 3, mediul de soluție este acid; dacă [H + ] = 10 -12 mol/l, atunci pH = 12, mediul de soluție este alcalin:

pH-ul este mai mic de 7, cu atât soluția este mai acidă. pH-ul este mai mare de 7, cu atât alcalinitatea soluției este mai mare.

Relația dintre concentrația ionilor de H +, valoarea pH-ului și mediul soluției este prezentată în următoarea diagramă:

Există diferite metode de măsurare a pH-ului. Calitativ, natura mediului de soluții apoase de electroliți este determinată folosind indicatori.

Indicatori sunt substanțe care își schimbă reversibil culoarea în funcție de mediul soluției, adică de pH-ul soluției.

În practică, se folosesc indicatori turnesol, metil portocală (metil portocală) și fenolftaleină. Își schimbă culoarea într-un interval mic de pH: turnesol - în intervalul de pH de la 5,0 la 8,0; metil portocală - de la 3,1 la 4,4 și fenolftaleină - de la 8,2 la 10,0.

Schimbarea culorii indicatorilor este prezentată în diagramă:

Zonele umbrite arată intervalul de modificări ale culorii indicatorului.

În plus față de indicatorii de mai sus, este utilizat și un indicator universal, care poate fi utilizat pentru a determina aproximativ pH-ul într-un interval larg de la 0 la 14.

Valoarea pH-ului este de mare importanță în procesele chimice și biologice, deoarece, în funcție de natura mediului, aceste procese pot avea loc cu viteze diferite și în direcții diferite.

Prin urmare, determinarea pH-ului soluțiilor este foarte importantă în medicină, știință, tehnologie și agricultură. Modificarea pH-ului sângelui sau al sucului gastric este un test de diagnostic în medicină. Abaterile pH-ului de la valorile normale, chiar și cu 0,01 unități, indică procese patologice în organism. Constanța concentrațiilor ionilor de hidrogen H + este una dintre constantele importante ale mediului intern al organismelor vii.

Astfel, cu aciditate normală, sucul gastric are un pH de 1,7; pH-ul sângelui uman este de 7,4; saliva - 6,9. Fiecare enzimă funcționează la o anumită valoare a pH-ului: catalaza din sânge la pH 7 suc gastric pepsină - la pH 1,5-2; etc.

Apa pură este un foarte slab conductor de electricitate, dar are încă o conductivitate electrică măsurabilă, care se explică prin disocierea ușoară a apei în ioni de hidrogen și ioni de hidroxid:

Pe baza conductivității electrice a apei pure, se poate calcula concentrația ionilor de hidrogen și hidroxid în apă. At este egal cu mol/l.

Să scriem o expresie pentru constanta de disociere a apei:

Să rescriem această ecuație după cum urmează:

Deoarece gradul de disociere al apei este foarte mic, concentrația moleculelor nedisociate în apă este aproape egală cu concentrația totală de apă, adică 55,55 mol/l (1 litru conține 1000 g apă, adică mol). În soluțiile apoase diluate, concentrația de zoda poate fi considerată aceeași. Prin urmare, înlocuind produsul din ultima ecuație cu o nouă constantă, avem:

Ecuația rezultată arată că pentru apă și soluții apoase diluate la o temperatură constantă, produsul dintre concentratul ionilor de hidrogen și ionii de hidroxid este o valoare constantă. Această valoare constantă se numește produsul ionic al apei. Valoarea sa numerică poate fi obținută cu ușurință prin înlocuirea concentrațiilor de ioni de hidrogen și hidroxid în ultima ecuație. În apă pură la mol/l. Prin urmare, pentru temperatura specificată:

Soluțiile în care concentrațiile ionilor de hidrogen și ale ionilor de hidroxid sunt aceleași se numesc soluții neutre. La , așa cum sa menționat deja, în soluții neutre concentrația atât a ionilor de hidrogen, cât și a ionilor de hidroxid este egală cu mol/l. În soluțiile acide există o concentrație mai mare de ioni de hidrogen, în soluțiile alcaline este o concentrație mai mare de ioni de hidroxid. Dar indiferent de reacția soluției, produsul dintre concentrațiile ionilor de hidrogen și ionilor de hidroxid rămâne constant.

Dacă, de exemplu, se adaugă suficient acid în apa pură, astfel încât concentrația de ioni de hidrogen să crească la mol/l, atunci concentrația de ioni de hidroxid va scădea astfel încât produsul să rămână egal. Prin urmare, în această soluție concentrația ionilor de hidroxid va fi:

Dimpotrivă, dacă adăugați alcali în apă și creșteți astfel concentrația de ioni de hidroxid, de exemplu, la mol/l, atunci concentrația de ioni de hidrogen va fi:

Aceste exemple arată că dacă se cunoaște concentrația ionilor de hidrogen într-o soluție apoasă, atunci se determină și concentrația ionilor de hidroxid. Prin urmare, atât gradul de aciditate, cât și gradul de alcalinitate al unei soluții pot fi caracterizate cantitativ prin concentrația de ioni de hidrogen:

Aciditatea sau alcalinitatea unei soluții poate fi exprimată într-un alt mod, mai convenabil: în loc de concentrația ionilor de hidrogen, indicați logaritmul său zecimal, luat cu semnul opus. Ultima valoare se numește indicele de hidrogen și se notează cu:

De exemplu, dacă mol/l, atunci ; dacă mol/l, atunci etc. De aici se vede clar că într-o soluție neutră (mol/l). În soluțiile acide, cu cât soluția este mai acidă, cu atât mai puțin. Dimpotrivă, în soluțiile alcaline, cu atât alcalinitatea soluției este mai mare.

Manualul este destinat studenților specialităților non-chimice ai instituțiilor de învățământ superior. Poate servi drept ghid pentru persoanele care studiază în mod independent elementele de bază ale chimiei și pentru studenții școlilor tehnice chimice și liceelor.

Un manual legendar, tradus în multe limbi din Europa, Asia, Africa și publicat într-un tiraj total de peste 5 milioane de exemplare.

La producerea fișierului a fost folosit site-ul http://alnam.ru/book_chem.php

Carte:

<<< Назад

Înainte >>>

Pe baza conductivității electrice a apei pure, se poate calcula concentrația ionilor de hidrogen și hidroxid în apă. La 25°C este 10 -7 mol/l.

Să scriem o expresie pentru constanta de disociere a apei:

Să rescriem această ecuație după cum urmează:

Deoarece gradul de disociere al apei este foarte mic, concentrația moleculelor de H 2 O nedisociate în apă este aproape egală cu concentrația totală de apă, adică 55,55 mol/l (1 litru conține 1000 g de apă, adică 1000:18,02 = 55,55 mol). În soluțiile apoase diluate, concentrația de apă poate fi considerată aceeași. Prin urmare, înlocuind produsul din ultima ecuație cu o nouă constantă K H 2 O vom avea:

Ecuația rezultată arată că pentru apă și soluții apoase diluate la o temperatură constantă, produsul dintre concentratul ionilor de hidrogen și ionii de hidroxid este o valoare constantă. Această valoare constantă se numește produsul ionic al apei. Valoarea sa numerică poate fi obținută cu ușurință prin înlocuirea concentrațiilor de ioni de hidrogen și hidroxid în ultima ecuație. În apă pură la 25°C ==1·10 -7 mol/l. Prin urmare, pentru temperatura specificată:

Soluțiile în care concentrațiile ionilor de hidrogen și ale ionilor de hidroxid sunt aceleași se numesc soluții neutre. La 25°C, după cum sa menționat deja, în soluții neutre concentrația atât a ionilor de hidrogen, cât și a ionilor de hidroxid este de 10 -7 mol/l. În soluțiile acide concentrația ionilor de hidrogen este mai mare, în soluțiile alcaline concentrația ionilor de hidroxid este mai mare. Dar indiferent de reacția soluției, produsul dintre concentrațiile ionilor de hidrogen și ionilor de hidroxid rămâne constant.

Dacă, de exemplu, se adaugă suficient acid în apa pură, astfel încât concentrația ionilor de hidrogen să crească la 10 -3 mol/l, atunci concentrația ionilor de hidroxid va scădea astfel încât produsul să rămână egal cu 10 -14. Prin urmare, în această soluție concentrația ionilor de hidroxid va fi:

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

Dimpotrivă, dacă adăugați alcali în apă și creșteți astfel concentrația de ioni de hidroxid, de exemplu, la 10 -5 mol/l, atunci concentrația de ioni de hidrogen va fi:

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

De exemplu, dacă =10 -5 mol/l, atunci pH=5; dacă = 10 -9 mol/l, atunci pH = 9 etc. De aici se vede clar că într-o soluție neutră (= 10 -7 mol/l) pH = 7. În soluții acide pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 și cu cât mai mult, cu atât alcalinitatea soluției este mai mare.

Există diferite metode de măsurare a pH-ului. Reacția aproximativă a unei soluții poate fi determinată folosind reactivi speciali numiți indicatori, a căror culoare se schimbă în funcție de concentrația ionilor de hidrogen. Cei mai comuni indicatori sunt portocaliu de metil, roșu de metil și fenolftaleina. În tabel 17 furnizează caracteristicile unor indicatori.

Pentru multe procese, pH-ul joacă un rol important. Astfel, pH-ul sângelui uman și animal are o valoare strict constantă. Plantele pot crește în mod normal numai la valori ale pH-ului soluției de sol care se află într-un anumit interval caracteristic unui anumit tip de plantă. Proprietățile apelor naturale, în special corozivitatea lor, depind puternic de pH-ul acestora.

Tabelul 17. Indicatori cheie

<<< Назад

Înainte >>>

Disocierea electrolitică a apei. Valoarea pH-ului

Apa este un electrolit slab care se disociază după ecuația: .

Acest fenomen se numește de obicei autoionizare sau autoprotoliză.

Constanta de disociere a apei la 25 0 C este:

Deoarece constanta de disociere a apei este foarte mică, concentrația de apă poate fi considerată constantă:

(la 295 K)

Cantitatea Kw se numește de obicei produsul ionic al apei.

Produsul ionic al apei caracterizează echilibrul dintre ionii de hidrogen și ionii de hidroxid în soluții apoase și este o valoare constantă la o temperatură dată.

Aciditatea sau bazicitatea unei soluții apoase trebuie exprimată prin concentrația de ioni de hidrogen sau de ioni de hidroxid. Cel mai adesea, valoarea pH-ului este utilizată în acest scop, care este legată de concentrația ionilor de hidrogen prin următoarea relație:

Într-un mediu neutru:

Într-un mediu acid:

Într-un mediu alcalin:

Calculul pH-ului și pH-ului soluțiilor de electroliți puternici și slabi.

Concentrația ionilor H + se determină folosind ecuația Ostwald: = ; similar pentru hidroxil: [ОH – ]= ;

Capacitatea soluțiilor de a menține o anumită valoare a pH-ului este de obicei numită efect tampon. Soluțiile cu proprietăți tampon se numesc soluții tampon.

Într-un sens larg, sistemele tampon sunt sisteme care mențin o anumită valoare a unui parametru atunci când compoziția se modifică. Soluțiile tampon sunt acido-bazice - mențin un pH constant la introducerea acizilor sau bazelor, oxidativ-reductoare - mențin constant potențialul sistemelor la introducerea agenților oxidanți sau reducători. Soluția tampon este o pereche conjugată. De exemplu:

1. un acid slab și o sare a acestui acid și o bază tare (acid acetic și acetat de sodiu - tampon acetat)

2. o bază slabă și o sare a acestei baze și un acid tare (hidroxid de amoniu și clorură de amoniu - tampon amoniac)

3. soluții care conțin săruri ale acizilor polibazici (fosfat acid de sodiu și fosfat bihidrogen de sodiu - tampon fosfat)

Să luăm în considerare mecanismul de menținere a pH-ului în tampon acetat. Reacțiile au loc acolo:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na +

Prima reacție este aproape complet suprimată din cauza concentrației mari de ioni de acetat cauzată de disocierea unui electrolit puternic - acetat de sodiu.

Dacă se adaugă un acid puternic în soluție, atunci ionii de hidrogen vor interacționa cu anionii pentru a forma molecule de acid acetic și reacția mediului nu se va schimba. Dacă în soluție se adaugă o bază puternică, ionii de hidroxid vor interacționa cu ionii de hidrogen (sau moleculele de acid acetic). Formarea apei nu va afecta pH-ul mediului. Ionii de hidrogen care reacţionează cu ionii OH - vor fi compensaţi prin deplasarea echilibrului reacţiei de disociere a acidului acetic spre dreapta.

Constanta de disociere electrolitică a acidului acetic:

Valoarea concentrației ionilor de hidrogen:

Gradul de disociere electrolitică a acidului acetic este nesemnificativ, prin urmare, în soluție predomină moleculele sale nedisociate. Concentrația moleculelor nedisociate va fi aproape egală cu concentrația acidului. Apoi, concentrația de acid nedisociat poate fi înlocuită cu concentrația totală de acid în soluție:

[CH3COOH] = [acid],

iar concentrația ionilor de acetat este concentrația de sare din soluție:

[CH 3 COO - ] = [sare].

Înlocuind aceste valori în expresia (2), obținem ecuația pentru calcularea [H + ] pentru soluția tampon:

Magnitudinea LA(constanta de disociere electrolitică a acidului) este constantă în aceste condiții.

Luând logaritmi ai ecuațiilor obținem:

pK este logaritmul negativ al constantei de disociere a acidului acetic.

Folosind același raționament, pentru un amestec dintr-o bază slabă și o sare a unui acid puternic, putem deriva ecuația:

Din ecuații rezultă că pH-ul tamponului depinde de valoarea constantei unui acid slab sau a unei baze slabe, precum și de raportul dintre concentrațiile componentelor amestecurilor tampon.

Deoarece constanta de disociere electrolitică în aceste condiții este constantă, pH-ul soluției tampon va depinde numai de raportul dintre concentrațiile de acid (sau bază) și sare luate pentru prepararea amestecului tampon. și nu depinde de valoarea absolută a acestor concentrații. Experiența arată că, chiar și cu o diluare semnificativă a soluțiilor tampon de 10-20 de ori, pH-ul se modifică puțin.

Capacitatea soluțiilor tampon de a contracara schimbările bruște ale pH-ului este limitată. Limita în care se manifestă efectul de tamponare se numește de obicei capacitatea tampon (B). Numeric capacitate tampon este determinată de numărul de echivalenți molar ai unui acid sau a unei baze puternice, care trebuie adăugat la 1 l amestec tampon pentru a modifica valoarea pH-ului cu una.

Mărimea capacității tampon depinde de concentrația componentelor amestecului tampon și de raportul acestora. Cu cât concentrația componentelor amestecului tampon este mai mare, cu atât capacitatea acestuia este mai mare. Efectul maxim de tamponare se observă dacă acidul și sarea sunt în soluție în cantități echivalente.

Prezența amestecurilor tampon în organismele vii determină constanta pH-ului sângelui, laptelui și sevei celulelor vegetale. Sistemele tampon cu carbonat și fosfat sunt de mare importanță în reglarea proceselor biochimice din organism și sol.

Cursul 5 „Electroliți slabi și puternici”

Electroliți- ϶ᴛᴏ substanțe ale căror soluții conduc curentul electric prin ioni în care se dezintegrează sub influența moleculelor de solvent polar.

O caracteristică cantitativă a disocierii electroliților este gradul de disociere, care este egal cu raportul dintre numărul de molecule disociate și numărul total de molecule:

Pe baza gradului de disociere, se disting electroliții puternici, electroliții slabi și electroliții de putere medie.

Disocierea electrolitică a apei. Indicele de hidrogen - concept și tipuri. Clasificarea și caracteristicile categoriei „Disociarea electrolitică a apei. Indice de hidrogen” 2017, 2018.

Apa pură, deși slabă (în comparație cu soluțiile electrolitice), poate conduce curentul electric. Acest lucru este cauzat de capacitatea unei molecule de apă de a se dezintegra (disocia) în doi ioni, care sunt conductori de curent electric în apa pură (mai jos, disocierea înseamnă disociere electrolitică - dezintegrare în ioni):

H 2 O ↔ H + + OH -

Pentru aproximativ 556.000.000 de molecule de apă nedisociate, doar 1 moleculă se disociază, dar aceasta este 60.000.000.000 de molecule disociate în 1 mm3. Disocierea este reversibilă, adică ionii H + și OH - pot forma din nou o moleculă de apă. Până la urmă vine dinamic echilibru în care numărul de molecule degradate este egal cu numărul de ioni H + și OH - formați. Cu alte cuvinte, vitezele ambelor procese vor fi egale. Pentru cazul nostru, ecuația pentru viteza unei reacții chimice poate fi scrisă după cum urmează:

υ 1 = κ 1 (pentru disocierea apei)

υ 2 = κ 2 (pentru procesul invers)

Unde υ - viteza de reactie; κ - constanta vitezei de reacție (în funcție de natura reactanților și temperatură); , Și - concentratie (mol/l).

Într-o stare de echilibru υ 1 = υ 2, prin urmare:

κ 1 = κ 2

Să facem niște calcule simple și să obținem:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 / κ 2 = K

K- constantă de echilibru, iar în cazul nostru, constantă de disociere, care depinde de temperatura și natura substanțelor, și nu depinde de concentrații (precum și κ 1 și κ 2). K pentru apa 1,8 10 -16 la 25 °C (valoare de referinta).

Datorită numărului foarte mic de molecule disociate, concentrația poate fi considerată egală cu concentrația totală de apă, iar concentrația totală de apă în soluții diluate ca valoare constantă: =1000(g/l)/18(g/mol)=55,6 mol/l.

Înlocuirea κ 1 / κ 2 pe Kși folosind valoarea , determinăm cu ce este egal produsul concentrațiilor Și Care e numit - produs ionic al apei:

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

Deoarece, la o anumită temperatură, cantitățile utilizate la calcularea produsului ionic al apei ( K, ) sunt constante, valoarea produsului ionic al apei la fel tot timpul. Și din moment ce disocierea unei molecule de apă produce același număr de ioni Și , rezultă că pentru apă pură concentrația Și va fi egal 10 -7 mol/l. Din constanța produsului ionic al apei, rezultă că, dacă numărul de ioni H + devine mai mare, atunci numărul de ioni HO - devine mai mic. De exemplu, dacă se adaugă un acid HCl puternic la apa pură, acesta, ca electrolit puternic, se va disocia complet în H + și Cl -, ca urmare, concentrația de ioni de H + va crește brusc și acest lucru va duce la o creștere a vitezei procesului opus disocierii, deoarece depinde de concentrația ionilor H+ și OH-:

υ 2 = κ 2

În timpul procesului accelerat opus disocierii, concentrația ionilor HO - va scădea la o valoare corespunzătoare noului echilibru, la care vor fi atât de puțini, încât ratele de disociere ale apei și procesul invers vor fi din nou egale. Dacă concentrația soluției de HCl rezultată este de 0,1 mol/l, concentrația de echilibru va fi egal cu:

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

La adăugarea bazei puternice NaOH, deplasarea va fi către o scădere a concentrației de H +.

Carte:

Citeste si