Voda- slabý amfotérny elektrolyt.

Rovnica pre ionizáciu vody s prihliadnutím na hydratáciu vodíkových iónov H + je nasledovná:

Bez zohľadnenia hydratácie iónov H + má rovnica disociácie vody tvar:

Ako je zrejmé z druhej rovnice, koncentrácie vodíkových iónov H + a hydroxidových iónov OH - vo vode sú rovnaké. Pri 25 °C [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l.

Súčin koncentrácií vodíkových iónov a hydroxidových iónov je tzv iónový produkt vody(KH20).

KH20 = ∙

K H 2 O je konštantná hodnota a pri teplote 25 o C

KH20 = 10-7 ∙10-7 = 10-14

V zriedených vodných roztokoch elektrolytov, podobne ako vo vode, je súčin koncentrácií vodíkových iónov H + a hydroxidových iónov OH - konštantná hodnota pri danej teplote. Iónový produkt vody umožňuje každému vodnému roztoku vypočítať koncentráciu hydroxidových iónov OH - ak je známa koncentrácia vodíkových iónov H + a naopak.

Prostredie akéhokoľvek vodného roztoku môže byť charakterizované koncentráciou vodíkových iónov H + alebo hydroxidových iónov OH -.

Vo vodných roztokoch existujú tri typy médií: neutrálne, alkalické a kyslé.

Neutrálne prostredie je prostredie, v ktorom sa koncentrácia vodíkových iónov rovná koncentrácii hydroxidových iónov:

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

Kyslé prostredie je prostredie, v ktorom je koncentrácia vodíkových iónov väčšia ako koncentrácia hydroxidových iónov:

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

Alkalické prostredie je médium, v ktorom je koncentrácia vodíkových iónov nižšia ako koncentrácia hydroxidových iónov:

< , < 10 -7 моль/л

Na charakterizáciu prostredia roztoku je vhodné použiť takzvanú hodnotu pH (pH).

hodnota pH sa nazýva záporný dekadický logaritmus koncentrácie vodíkových iónov: pH = -log.

Napríklad, ak = 10 -3 mol/l, potom pH = 3, médium roztoku je kyslé; ak [H + ] = 10 -12 mol/l, potom pH = 12, médium v ​​roztoku je alkalické:

Hodnota pH je nižšia ako 7, čím je roztok kyslejší. Hodnota pH je väčšia ako 7, tým väčšia je zásaditosť roztoku.

Vzťah medzi koncentráciou iónov H +, hodnotou pH a prostredím roztoku je znázornený na nasledujúcom diagrame:

Existujú rôzne metódy merania pH. Kvalitatívne sa charakter média vodných roztokov elektrolytov určuje pomocou indikátorov.

Ukazovatele sú látky, ktoré reverzibilne menia svoju farbu v závislosti od prostredia roztoku, t.j. pH roztoku.

V praxi sa používajú ukazovatele lakmus, metyl pomaranč (metyl pomaranč) a fenolftaleín. Menia svoju farbu v malom rozsahu pH: lakmus - v rozsahu pH od 5,0 do 8,0; metylová oranž - od 3,1 do 4,4 a fenolftaleín - od 8,2 do 10,0.

Zmena farby indikátorov je znázornená na obrázku:

Tieňované oblasti zobrazujú rozsah zmien farby indikátora.

Okrem vyššie uvedených indikátorov sa používa aj univerzálny indikátor, ktorým je možné približne určiť pH v širokom rozmedzí od 0 do 14.

Hodnota pH má veľký význam v chemických a biologických procesoch, keďže v závislosti od charakteru prostredia môžu tieto procesy prebiehať rôznou rýchlosťou a rôznymi smermi.

Preto je stanovenie pH roztokov veľmi dôležité v medicíne, vede, technike a poľnohospodárstve. Zmena pH krvi alebo žalúdočnej šťavy je diagnostickým testom v medicíne. Odchýlky pH od normálnych hodnôt, dokonca aj o 0,01 jednotky, naznačujú patologické procesy v tele. Stálosť koncentrácií vodíkových iónov H + je jednou z dôležitých konštánt vnútorného prostredia živých organizmov.

Pri normálnej kyslosti má teda žalúdočná šťava pH 1,7; pH ľudskej krvi je 7,4; sliny - 6.9. Každý enzým funguje pri určitej hodnote pH: krvná kataláza pri pH 7 žalúdočná šťava pepsín - pri pH 1,5-2; atď.

Čistá voda je veľmi slabým vodičom elektriny, ale stále má merateľnú elektrickú vodivosť, čo sa vysvetľuje miernou disociáciou vody na vodíkové ióny a hydroxidové ióny:

Na základe elektrickej vodivosti čistej vody možno vypočítať koncentráciu vodíkových a hydroxidových iónov vo vode. Pri tom sa rovná mol/l.

Napíšme výraz pre disociačnú konštantu vody:

Prepíšme túto rovnicu takto:

Keďže stupeň disociácie vody je veľmi malý, koncentrácia nedisociovaných molekúl vo vode sa takmer rovná celkovej koncentrácii vody, teda 55,55 mol/l (1 liter obsahuje 1000 g vody, t.j. mol). V zriedených vodných roztokoch možno koncentráciu zoda považovať za rovnakú. Preto nahradením produktu v poslednej rovnici novou konštantou budeme mať:

Výsledná rovnica ukazuje, že pre vodu a zriedené vodné roztoky pri konštantnej teplote je súčin koncentrátu vodíkových iónov a hydroxidových iónov konštantná hodnota táto konštantná hodnota sa nazýva iónový súčin vody. Jeho číselnú hodnotu možno ľahko získať dosadením koncentrácií vodíkových a hydroxidových iónov do poslednej rovnice. V čistej vode pri mol/l. Preto pre špecifikovanú teplotu:

Roztoky, v ktorých sú koncentrácie vodíkových iónov a hydroxidových iónov rovnaké, sa nazývajú neutrálne roztoky. Ako už bolo uvedené, v neutrálnych roztokoch je koncentrácia vodíkových iónov aj hydroxidových iónov rovná mol/l. V kyslých roztokoch je vyššia koncentrácia vodíkových iónov, v alkalických roztokoch je vyššia koncentrácia hydroxidových iónov. Ale nech je reakcia roztoku akákoľvek, súčin koncentrácií vodíkových iónov a hydroxidových iónov zostáva konštantný.

Ak sa napríklad do čistej vody pridá toľko kyseliny, že sa koncentrácia vodíkových iónov zvýši na mol/l, potom sa koncentrácia hydroxidových iónov zníži, takže produkt zostane rovnaký. Preto v tomto roztoku bude koncentrácia hydroxidových iónov:

Naopak, ak do vody pridáte zásadu a tým zvýšite koncentráciu hydroxidových iónov, napríklad na mol/l, potom bude koncentrácia vodíkových iónov:

Tieto príklady ukazujú, že ak je známa koncentrácia vodíkových iónov vo vodnom roztoku, potom je určená aj koncentrácia hydroxidových iónov. Preto stupeň kyslosti aj stupeň zásaditosti roztoku možno kvantitatívne charakterizovať koncentráciou vodíkových iónov:

Kyslosť alebo zásaditosť roztoku možno vyjadriť iným, pohodlnejším spôsobom: namiesto koncentrácie vodíkových iónov uveďte jeho desatinný logaritmus s opačným znamienkom. Posledná hodnota sa nazýva vodíkový index a označuje sa:

Napríklad, ak mol/l, potom ; ak mol/l, tak atď. Odtiaľto je jasné, že v neutrálnom roztoku (mol/l). V kyslých roztokoch platí, že čím je roztok kyslejší, tým menej. Naopak, v alkalických roztokoch platí, že čím väčšia je zásaditosť roztoku, tým viac.

Učebnica je určená pre študentov nechemických odborov vysokých škôl. Môže slúžiť ako príručka pre jednotlivcov, ktorí samostatne študujú základy chémie, a pre študentov chemických priemyselných škôl a vyšších stredných škôl.

Legendárna učebnica, preložená do mnohých jazykov Európy, Ázie, Afriky a vydaná v celkovom náklade viac ako 5 miliónov výtlačkov.

Pri vytváraní súboru bola použitá stránka http://alnam.ru/book_chem.php

kniha:

<<< Назад

Vpred >>>

Čistá voda je veľmi slabým vodičom elektriny, ale stále má merateľnú elektrickú vodivosť, čo sa vysvetľuje miernou disociáciou vody na vodíkové ióny a hydroxidové ióny:

Na základe elektrickej vodivosti čistej vody možno vypočítať koncentráciu vodíkových a hydroxidových iónov vo vode. Pri 25°C je to 10 -7 mol/l.

Napíšme výraz pre disociačnú konštantu vody:

Prepíšme túto rovnicu takto:

Keďže stupeň disociácie vody je veľmi malý, koncentrácia nedisociovaných molekúl H 2 O vo vode sa takmer rovná celkovej koncentrácii vody, t.j. 55,55 mol/l (1 liter obsahuje 1000 g vody, t.j. 1000:18,02 = 55,55 mol). V zriedených vodných roztokoch možno koncentráciu vody považovať za rovnakú. Preto nahradením produktu v poslednej rovnici novou konštantou K H 2 O budeme mať:

Výsledná rovnica ukazuje, že pre vodu a zriedené vodné roztoky pri konštantnej teplote je súčin koncentrátu vodíkových iónov a hydroxidových iónov konštantná hodnota táto konštantná hodnota sa nazýva iónový súčin vody. Jeho číselnú hodnotu možno ľahko získať dosadením koncentrácií vodíkových a hydroxidových iónov do poslednej rovnice. V čistej vode pri 25°C ==1·10-7 mol/l. Preto pre špecifikovanú teplotu:

Roztoky, v ktorých sú koncentrácie vodíkových iónov a hydroxidových iónov rovnaké, sa nazývajú neutrálne roztoky. Pri 25 °C, ako už bolo uvedené, v neutrálnych roztokoch je koncentrácia vodíkových iónov aj hydroxidových iónov 10 -7 mol/l. V kyslých roztokoch je koncentrácia vodíkových iónov vyššia, v alkalických roztokoch je vyššia koncentrácia hydroxidových iónov. Ale nech je reakcia roztoku akákoľvek, súčin koncentrácií vodíkových iónov a hydroxidových iónov zostáva konštantný.

Ak sa napríklad do čistej vody pridá toľko kyseliny, že sa koncentrácia vodíkových iónov zvýši na 10 -3 mol/l, potom sa koncentrácia hydroxidových iónov zníži tak, že produkt zostane rovný 10 -14. Preto v tomto roztoku bude koncentrácia hydroxidových iónov:

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

Naopak, ak do vody pridáte zásadu a tým zvýšite koncentráciu hydroxidových iónov napríklad na 10 -5 mol/l, potom bude koncentrácia vodíkových iónov:

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

Tieto príklady ukazujú, že ak je známa koncentrácia vodíkových iónov vo vodnom roztoku, potom je určená aj koncentrácia hydroxidových iónov. Preto stupeň kyslosti aj stupeň zásaditosti roztoku možno kvantitatívne charakterizovať koncentráciou vodíkových iónov:

Kyslosť alebo zásaditosť roztoku možno vyjadriť iným, pohodlnejším spôsobom: namiesto koncentrácie vodíkových iónov uveďte jeho desatinný logaritmus s opačným znamienkom. Posledná hodnota sa nazýva vodíkový index a označuje sa pH:

Napríklad, ak =10-5 mol/l, potom pH=5; ak = 10 -9 mol/l, potom pH = 9 atď. Z toho je zrejmé, že v neutrálnom roztoku (= 10 -7 mol/l) je pH = 7. V kyslých roztokoch pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 a čím viac, tým väčšia je alkalita roztoku.

Existujú rôzne metódy merania pH. Približnú reakciu roztoku možno určiť pomocou špeciálnych činidiel nazývaných indikátory, ktorých farba sa mení v závislosti od koncentrácie vodíkových iónov. Najbežnejšími indikátormi sú metylová oranž, metylová červeň a fenolftaleín. V tabuľke 17 uvádza charakteristiky niektorých ukazovateľov.

Pri mnohých procesoch hrá pH dôležitú úlohu. Hodnota pH ľudskej a zvieracej krvi má teda prísne konštantnú hodnotu. Rastliny môžu normálne rásť len pri hodnotách pH pôdneho roztoku, ktoré ležia v určitom rozmedzí charakteristickom pre daný typ rastliny. Vlastnosti prírodných vôd, najmä ich korozívnosť, silne závisia od ich pH.

Tabuľka 17. Kľúčové ukazovatele

<<< Назад

Vpred >>>

Elektrolytická disociácia vody. hodnota pH

Voda je slabý elektrolyt, ktorý sa disociuje podľa rovnice: .

Tento jav sa zvyčajne nazýva samoionizácia alebo autoprotolýza.

Disociačná konštanta vody pri 25 °C je:

Pretože disociačná konštanta vody je veľmi malá, koncentráciu vody možno považovať za konštantnú:

(pri 295 K)

Množstvo Kw sa zvyčajne nazýva iónový produkt vody.

Iónový produkt vody charakterizuje rovnováhu medzi vodíkovými iónmi a hydroxidovými iónmi vo vodných roztokoch a je konštantnou hodnotou pri danej teplote.

Kyslosť alebo zásaditosť vodného roztoku musí byť vyjadrená koncentráciou vodíkových iónov alebo hydroxidových iónov. Najčastejšie sa na tento účel používa hodnota pH, ktorá súvisí s koncentráciou vodíkových iónov nasledujúcim vzťahom:

V neutrálnom prostredí:

V kyslom prostredí:

V alkalickom prostredí:

Výpočet pH a pH roztokov silných a slabých elektrolytov.

Koncentrácia H+ iónov sa stanoví pomocou Ostwaldovej rovnice: = ; podobne pre hydroxyl: [ОH – ]= ;

Schopnosť roztokov udržiavať určitú hodnotu pH sa zvyčajne nazýva tlmivý efekt. Roztoky s tlmiacimi vlastnosťami sa nazývajú tlmivé roztoky.

V širšom zmysle sú nárazníkové systémy systémy, ktoré pri zmene zloženia udržujú určitú hodnotu nejakého parametra. Tlmiace roztoky sú kyslo-bázické - udržiavajú konštantné pH pri zavádzaní kyselín alebo zásad, oxidačno-redukčné - udržiavajú konštantný potenciál systémov pri zavádzaní oxidačných alebo redukčných činidiel. Tlmivý roztok je konjugovaný pár. Napr.:

1. slabá kyselina a soľ tejto kyseliny a silná zásada (kyselina octová a octan sodný - acetátový pufor)

2. slabá zásada a soľ tejto zásady a silná kyselina (hydroxid amónny a chlorid amónny - tlmivý roztok amoniaku)

3. roztoky obsahujúce soli viacsýtnych kyselín (hydrogenfosforečnan sodný a dihydrogenfosforečnan sodný - tlmivý roztok fosforečnanu sodného)

Pozrime sa na mechanizmus udržiavania pH v acetátovom pufri. Prebiehajú tam reakcie:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na +

Prvá reakcia je takmer úplne potlačená v dôsledku vysokej koncentrácie acetátových iónov spôsobenej disociáciou silného elektrolytu – octanu sodného.

Ak sa do roztoku pridá silná kyselina, vodíkové ióny budú interagovať s aniónmi za vzniku molekúl kyseliny octovej a reakcia média sa nezmení. Ak sa do roztoku pridá silná zásada, hydroxidové ióny budú interagovať s vodíkovými iónmi (alebo molekulami kyseliny octovej). Tvorba vody neovplyvní pH média. Vodíkové ióny, ktoré reagujú s OH - iónmi, budú kompenzované posunutím rovnováhy disociačnej reakcie kyseliny octovej doprava.

Elektrolytická disociačná konštanta kyseliny octovej:

Hodnota koncentrácie vodíkových iónov:

Stupeň elektrolytickej disociácie kyseliny octovej je nevýznamný, preto v roztoku prevládajú jej nedisociované molekuly. Koncentrácia nedisociovaných molekúl bude takmer rovnaká ako koncentrácia kyseliny. Potom môže byť koncentrácia nedisociovanej kyseliny nahradená celkovou koncentráciou kyseliny v roztoku:

[CH3COOH] = [kyselina],

a koncentrácia acetátových iónov je koncentrácia soli v roztoku:

[CH3COO-] = [soľ].

Nahradením týchto hodnôt do výrazu (2) získame rovnicu na výpočet [H + ] pre tlmivý roztok:

Rozsah TO(elektrolytická disociačná konštanta kyseliny) je za týchto podmienok konštantná.

Logaritmovaním rovníc dostaneme:

pK je záporný logaritmus disociačnej konštanty kyseliny octovej.

Rovnakým spôsobom môžeme pre zmes slabej zásady a soli silnej kyseliny odvodiť rovnicu:

Z rovníc vyplýva, že pH tlmivého roztoku závisí od hodnoty konštanty slabej kyseliny alebo slabej zásady, ako aj od pomeru koncentrácií zložiek tlmivých zmesí.

Pretože elektrolytická disociačná konštanta za týchto podmienok je konštantná, pH tlmivého roztoku bude závisieť len od pomeru koncentrácií kyseliny (alebo zásady) a soli použitej na prípravu tlmivej zmesi. a nezávisí od absolútnej hodnoty týchto koncentrácií. Skúsenosti ukazujú, že aj pri výraznom zriedení tlmivých roztokov 10-20 krát sa pH mení len málo.

Schopnosť tlmivých roztokov pôsobiť proti náhlym zmenám pH je obmedzená. Hranica, v rámci ktorej dochádza k vyrovnávaciemu efektu, sa zvyčajne nazýva kapacita vyrovnávacej pamäte (B). Číselne vyrovnávacia kapacita sa určuje počtom molárnych ekvivalentov silnej kyseliny alebo zásady, ktoré je potrebné pridať k 1 l tlmivej zmesi, aby sa hodnota pH zmenila o jednu.

Veľkosť tlmivej kapacity závisí od koncentrácie zložiek tlmivej zmesi a ich pomeru. Čím vyššia je koncentrácia zložiek tlmivej zmesi, tým väčšia je jej kapacita. Maximálny tlmivý účinok sa pozoruje, ak sú kyselina a soľ v roztoku v ekvivalentných množstvách.

Prítomnosť tlmivých zmesí v živých organizmoch určuje stálosť pH krvi, mlieka a miazgy rastlinných buniek. Uhličitanové a fosfátové pufrovacie systémy majú veľký význam pri regulácii biochemických procesov v tele a pôde.

Prednáška 5 "Slabé a silné elektrolyty"

Elektrolyty- ϶ᴛᴏ látky, ktorých roztoky vedú elektrický prúd cez ióny, na ktoré sa rozpadajú vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla.

Kvantitatívna charakteristika disociácie elektrolytu je stupeň disociácie, ktorý sa rovná pomeru počtu disociovaných molekúl k celkovému počtu molekúl:

Na základe stupňa disociácie sa rozlišujú silné elektrolyty, slabé elektrolyty a elektrolyty strednej sily.

Elektrolytická disociácia vody. Vodíkový index - pojem a typy. Klasifikácia a vlastnosti kategórie "Elektrolytická disociácia vody. Vodíkový index" 2017, 2018.

Čistá voda, aj keď slabo (v porovnaní s roztokmi elektrolytov), ​​môže viesť elektrický prúd. Je to spôsobené schopnosťou molekuly vody rozpadnúť sa (disociovať) na dva ióny, ktoré sú vodičmi elektrického prúdu v čistej vode (nižšie disociácia znamená elektrolytickú disociáciu - rozpad na ióny):

H 2 O ↔ H + + OH -

Na približne 556 000 000 nedisociovaných molekúl vody sa disociuje iba 1 molekula, ale toto je 60 000 000 000 disociovaných molekúl v 1 mm3. Disociácia je reverzibilná, to znamená, že ióny H + a OH - môžu opäť vytvoriť molekulu vody. Nakoniec to príde dynamický rovnováha, v ktorej sa počet rozpadnutých molekúl rovná počtu vytvorených iónov H + a OH -. Inými slovami, rýchlosti oboch procesov budú rovnaké. Pre náš prípad možno rovnicu rýchlosti chemickej reakcie napísať takto:

υ 1 = κ 1 (pre disociáciu vody)

υ 2 = κ 2 (pre opačný proces)

Kde υ - rýchlostná reakcia; κ - konštanta reakčnej rýchlosti (v závislosti od povahy reaktantov a teploty); , A - koncentrácia (mol/l).

V stave rovnováhy υ 1 = υ 2, teda:

K 1 = K 2

Urobme jednoduchú matematiku a získame:

κ 1 /K 2 = /

K1/K2 = K

K- rovnovážna konštanta a v našom prípade disociačná konštanta, ktorá závisí od teploty a povahy látok a nezávisí od koncentrácií (rovnako ako κ 1 a κ 2). K pre vodu 1,8 10 -16 pri 25 °C (referenčná hodnota).

Vzhľadom na veľmi malý počet disociovaných molekúl sa koncentrácia možno považovať za rovnú celkovej koncentrácii vody a celkovú koncentráciu vody v zriedených roztokoch ako konštantnú hodnotu: = 1000 (g/l)/18 (g/mol) = 55,6 mol/l.

Výmena K 1 / K 2 na K a pomocou hodnoty , určíme, čomu sa rovná súčin koncentrácií A ktorá sa volá - iónový produkt vody:

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

Pretože pri určitej teplote sa množstvá použité pri výpočte iónového produktu vody ( K, ) sú konštantné, hodnota iónového produktu vody stále to isté. A keďže disociáciou molekuly vody vzniká rovnaký počet iónov A , ukazuje sa, že pre čistú vodu je koncentrácia A budú rovné 10-7 mol/l. Zo stálosti iónového produktu vody vyplýva, že ak sa počet iónov H + zväčší, potom sa počet iónov HO - zmenší. Napríklad, ak sa do čistej vody pridá silná kyselina HCl, ako silný elektrolyt sa úplne disociuje na H + a Cl -, v dôsledku čoho sa koncentrácia iónov H + prudko zvýši, čo povedie k zvýšenie rýchlosti procesu oproti disociácii, pretože závisí od koncentrácie iónov H+ a OH-:

υ 2 = κ 2

Počas zrýchleného procesu opačného k disociácii sa koncentrácia HO ​​- iónov zníži na hodnotu zodpovedajúcu novej rovnováhe, pri ktorej ich bude tak málo, že rýchlosti disociácie vody a reverzného procesu budú opäť rovnaké. Ak je koncentrácia výsledného roztoku HCl 0,1 mol/l, ide o rovnovážnu koncentráciu sa bude rovnať:

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

Pri pridávaní silnej zásady NaOH dôjde k posunu smerom k zníženiu koncentrácie H+.