Disocijacija vode. Jonski proizvod pH vode i pH rastvora. Elektrolitička disocijacija vode. Jonski proizvod vode. Vodikov indeks životne sredine. Pojam indikatora Koji joni nastaju pri disocijaciji vode
Čista voda, iako loša (u poređenju sa rastvorima elektrolita), može provoditi struja. To je uzrokovano sposobnošću molekule vode da se raspadne (disocijacija) na dva jona, koji su provodnici električne struje u čistoj vodi (u nastavku, disocijacija znači elektrolitičku disocijaciju - raspad na ione):
Vodikov indeks (pH) je vrijednost koja karakterizira aktivnost ili koncentraciju vodikovih jona u otopinama. Indikator vodonika je označen kao pH. Indeks vodonika je numerički jednak negativnom decimalnom logaritmu aktivnosti ili koncentracije vodikovih jona, izraženo u molovima po litru: pH=-log[ H+ ] Ako [H+ ]>10-7mol/l, [OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - alkalna sredina; pH>7. Hidroliza soli- ovo je hemijska interakcija jona soli sa ionima vode, što dovodi do stvaranja slabog elektrolita. 1). Hidroliza nije moguća Sol koju formiraju jaka baza i jaka kiselina ( KBr, NaCl, NaNO3), neće podvrgnuti hidrolizi, jer se u tom slučaju ne formira slab elektrolit pH takvih otopina = 7. Reakcija medija ostaje neutralna. 2). Hidroliza katjonom (samo kation reagira s vodom). U soli koju formiraju slaba baza i jaka kiselina
(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)
Kation se podvrgava hidrolizi:
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + H+
Kao rezultat hidrolize nastaje slab elektrolit, ion H+ i drugi ioni. pH rastvora< 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион). Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой
(KClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa)
podvrgava se hidrolizi na anionu, što rezultira stvaranjem slabog elektrolita, hidroksidnog jona OH- i drugih jona.
K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>NSiO3- + 2K+ + ON-
pH takvih rastvora je > 7 (rastvor postaje alkalan). 4). Hidroliza zglobova (i kation i anion reagiraju s vodom). Sol formirana od slabe baze i slabe kiseline
(CH 3COONH 4, (NN 4)2SO 3, Al2S3),
hidrolizira i kation i anion. Kao rezultat, formiraju se baza i kiselina koja se blago disocira. pH rastvora takvih soli zavisi od relativne jačine kiseline i baze. Mjera jačine kiseline i baze je konstanta disocijacije odgovarajućeg reagensa. Reakcija medija ovih otopina može biti neutralna, blago kisela ili blago alkalna:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^
Hidroliza je reverzibilan proces. Hidroliza je nepovratna ako reakcija rezultira stvaranjem netopive baze i (ili) isparljive kiseline
Poseban slučaj disocijacije (proces raspadanja većih čestica tvari - molekula jona ili radikala - na manje čestice) je elektrolitička disocijacija, u kojoj neutralne molekule tvari koja se naziva elektrolit u otopini (kao rezultat djelovanja molekule polarnog rastvarača) raspadaju se na nabijene čestice: katione i anjone. Ovo objašnjava sposobnost provođenja struje.
Uobičajeno je podijeliti sve elektrolite u dvije grupe: slabe i jake. Voda je slab elektrolit; disocijaciju vode karakterizira mali broj disociranih molekula, jer su prilično stabilni i praktički se ne raspadaju na ione. Čista (bez nečistoća) voda slabo provodi električnu struju. To je zbog kemijske prirode same molekule, kada su pozitivno polarizirani atomi vodika ugrađeni u elektronsku ljusku relativno malog atoma kisika, koji je negativno polariziran.
Karakterizira se snaga i slabost elektrolita (označena sa α, često se ova vrijednost izražava u% od 0 do 100 ili u dijelovima jedinice od 0 do 1) - sposobnost raspadanja na ione, odnosno omjer broj dezintegrisanih čestica do broja čestica pre raspadanja. Supstance kao što su kiseline, soli i baze potpuno se raspadaju na ione pod uticajem polarnih agenasa. Disocijacija vode je praćena razgradnjom molekula H2O na H+ proton i OH- hidroksilnu grupu. Ako jednačinu disocijacije elektrolita predstavimo u obliku: M=K++A-, tada se disocijacija vode može izraziti jednadžbom: H2O↔H++OH-, i jednačinom kojom je stepen disocijacije vode izračunato može biti predstavljeno u dva oblika (preko koncentracije formiranih protona ili koncentracije formiranih hidroksilnih grupa): α=[H+]/[H2O] ili α=[OH-]/[H2O]. Pošto na vrijednost α utiče ne samo hemijske prirode supstance, ali i koncentracije rastvora ili njene temperature, tada je uobičajeno govoriti o prividnom (imaginarnom) stepenu disocijacije.
Sklonost molekula slabih elektrolita, uključujući vodu, da se raspadnu na ione u velikoj mjeri karakterizira konstanta disocijacije (poseban slučaj konstante ravnoteže), koja se obično označava kao Kd. Za izračunavanje ove vrijednosti primjenjuje se zakon djelovanja mase koji uspostavlja omjer između masa dobivene i početne tvari. Elektrolitička disocijacija vode je razlaganje izvornih molekula vode na protone vodika i hidroksilnu grupu, stoga se izražava jednačinom: Kd = [H+]. [OH-]/[H2O]. Ova vrijednost za vodu je konstantna i zavisi samo od temperature, na temperaturi od 25°C, Kd = 1,86,10-16.
Znajući molarna masa vode (18 grama/mol), a zanemarujući koncentraciju disociranih molekula i uzimajući masu 1 dm3 vode kao 1000 g, možemo izračunati koncentraciju nedisociranih molekula u 1 dm3 vode: [H2O] = 1000/18,0153 = 55,51 mol/dm3. Tada se iz jednačine konstante disocijacije može naći proizvod koncentracija protona i hidroksilnih grupa: [H+].[OH-]=1.86.10-16.55.51=1.10-14. Prilikom vađenja kvadratni korijen iz dobijene vrednosti dobija se koncentracija protona (jona vodonika) koja određuje kiselost rastvora i jednaka je koncentraciji hidroksilnih grupa: [H+]=[OH-]=1,10-7.
Ali u prirodi, voda takve čistoće ne postoji zbog prisustva otopljenih plinova u njoj ili kontaminacije vode drugim tvarima (zapravo, voda je otopina različitih elektrolita), stoga na 25 ° C koncentracija vodikovih protona ili se koncentracija hidroksilnih grupa razlikuje od vrijednosti od 1,10-7. Odnosno, kiselost vode nastaje zbog pojave ne samo procesa kao što je disocijacija vode. je negativan logaritam koncentracije vodikovih jona (pH), uveden je za procjenu kiselosti ili alkalnosti vode i vodenih otopina, jer je teško koristiti brojeve negativnih snaga. Za čistu vodu pH = 7, ali kako u prirodi ne postoji čista voda, a disocijacija vode se odvija uz raspad drugih otopljenih elektrolita, pH vrijednost može biti manja ili veća od 7, odnosno za vodu, praktično, pH≠7.
Voda- slab amfoterni elektrolit.
Jednačina za jonizaciju vode uzimajući u obzir hidrataciju vodikovih jona H+ je sljedeća:
Bez uzimanja u obzir hidratacije H + jona, jednačina disocijacije vode ima oblik:
Kao što se vidi iz druge jednačine, koncentracije vodikovih iona H+ i hidroksidnih jona OH - u vodi su iste. Na 25 o C [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l.
Proizvod koncentracija vodikovih iona i hidroksidnih iona naziva se jonski proizvod vode(KH2O).
K H 2 O = ∙
K H 2 O je konstantna vrijednost, a na temperaturi od 25 o C
K H 2 O = 10 -7 ∙10 -7 = 10 -14
U razrijeđenim vodenim otopinama elektrolita, kao u vodi, proizvod koncentracija iona vodika H+ i hidroksidnih jona OH - je konstantna vrijednost na datoj temperaturi. Jonski proizvod voda omogućava da bilo koja vodena otopina izračuna koncentraciju hidroksidnih jona OH - ako je poznata koncentracija vodikovih iona H+, i obrnuto.
Okruženje bilo koje vodene otopine može se okarakterizirati koncentracijom vodikovih iona H + ili hidroksidnih iona OH -.
Postoje tri vrste medija u vodenim rastvorima: neutralni, alkalni i kiseli.
Neutralno okruženje je medij u kojem je koncentracija vodikovih iona jednaka koncentraciji hidroksidnih iona:
[H + ] = = 10 -7 mol/l
Kiselo okruženje je medij u kojem je koncentracija vodikovih iona veća od koncentracije hidroksidnih iona:
[H + ] > [OH - ], > 10 -7 mol/l
Alkalna sredina je medij u kojem je koncentracija vodikovih iona manja od koncentracije hidroksidnih iona:
< , < 10 -7 моль/л
Za karakterizaciju okruženja rastvora, zgodno je koristiti takozvanu pH vrednost (pH).
pH vrijednost naziva se negativni decimalni logaritam koncentracije vodikovih jona: pH = -log.
Na primjer, ako je = 10 -3 mol/l, tada je pH = 3, otopina je kisela; ako je [H + ] = 10 -12 mol/l, tada je pH = 12, rastvor rastvora je alkalni: 
pH je manji od 7, što je rastvor kiseliji. pH je veći od 7, veća je alkalnost rastvora.
Odnos između koncentracije H+ iona, pH vrijednosti i okruženja otopine prikazan je na sljedećem dijagramu:
Postoje različite metode za mjerenje pH. Kvalitativno, priroda medija vodenih otopina elektrolita određuje se pomoću indikatora.
Indikatori su tvari koje reverzibilno mijenjaju svoju boju u zavisnosti od okruženja rastvora, odnosno pH rastvora.
U praksi se koriste indikatori lakmus, metilnarandža (metilnarandžasta) i fenolftalein. Mijenjaju boju u malom pH rasponu: lakmus - u pH rasponu od 5,0 do 8,0; metil narandžasta - od 3,1 do 4,4 i fenolftalein - od 8,2 do 10,0.
Promjena boje indikatora prikazana je na dijagramu: 
Zasjenjena područja pokazuju raspon promjena u boji indikatora.
Osim gore navedenih indikatora, koristi se i univerzalni indikator koji se može koristiti za približno određivanje pH u širokom rasponu od 0 do 14.
pH vrijednost ima veliki značaj u hemijskoj i biološki procesi, budući da se u zavisnosti od prirode okruženja ovi procesi mogu odvijati različitim brzinama iu različitim pravcima.
Stoga je određivanje pH rastvora veoma važno u medicini, nauci, tehnologiji, poljoprivreda. Promjena pH vrijednosti krvi ili želučanog soka je dijagnostički test u medicini. Odstupanja pH vrednosti od normalnih vrednosti, čak i za 0,01 jedinicu, ukazuju na patološke procese u organizmu. Konstantnost koncentracija vodikovih jona H+ jedna je od važnih konstanti unutrašnje sredine živih organizama.
Dakle, uz normalnu kiselost, želudačni sok ima pH 1,7; pH ljudske krvi je 7,4; pljuvačka - 6.9. Svaki enzim funkcioniše na određenoj pH vrednosti: katalaza krvi pri pH 7 želudačni sok pepsin - pri pH 1,5-2; itd.
Vrlo slabo provodi struju, ali ipak ima neku mjerljivu električnu provodljivost, co što se objašnjava blagom disocijacijom vode u vodonik i hidroksilni joni:
H2O ⇄ H + OH’
Na osnovu električne provodljivosti čiste vode može se izračunati koncentracija vodikovih iona i hidroksil iona u vodi. Ispada da je jednako 10 -7 G-i on /l.
Primjenjujući zakon djelovanja mase na disocijaciju vode, možemo napisati:
Prepišimo ovu jednačinu na sljedeći način:
[OH'] = [H 2 O]K
Budući da je vode vrlo malo, koncentracija nedisociranih molekula H 2 O ne samo u vodi, već iu bilo kojoj razrijeđenoj vodenoj otopini može se smatrati konstantnom vrijednošću. Dakle, zamjenom [H 2 O] K novom konstantom KH 2 O, imat ćemo:
[H] [OH’] = TO H2O
Rezultirajuća jednadžba pokazuje da je za vodu i razrijeđene vodene otopine na konstantnoj temperaturi proizvod koncentracija vodikovih i hidroksilnih jona konstantna vrijednost. Ova konstanta se naziva jonski proizvod vode. Njegova numerička vrijednost može se lako dobiti zamjenom koncentracija vodikovih i hidroksilnih jona u posljednju jednačinu
TO H2O = 10 -7 10 -7 = 10 -14
Rješenja u kojima su koncentracija vodika i koncentracija hidroksilnih jona jednake i jednake svakih 10 —7 g-ion/l se nazivaju neutralnim rastvorima. U kiselim rastvorima više koncentracije vodikovi ioni, u alkalnim - koncentracija hidroksilnih jona. Ali bez obzira na reakciju otopine, proizvod koncentracija H i OH' jona mora ostati konstantan.
Ako se, na primjer, čistoj vodi doda dovoljno kiseline da se koncentracija vodikovih iona poveća na 10 -3, koncentracija hidroksilnih jona će se morati smanjiti tako da proizvod [H] [OH'] ostane jednak 10 - 14. Dakle, u ovoj otopini koncentracija hidroksilnih jona će biti:
10 -14: 10 -3 = 10 -11
Naprotiv, ako dodate alkalije u vodu i time povećate koncentraciju hidroksilnih iona, na primjer, na 10 -5, koncentracija vodikovih iona postat će jednaka:
10 -14: 10 -5 = 10 -9
Čitate članak na temu Disocijacija vode
