Formula za disocijaciju vode. Disocijacija vode. Jonski proizvod pH vode i pH rastvora. Indikator vodonika - pH

Čista voda, iako slabo (u poređenju sa rastvorima elektrolita), može provesti električnu struju. 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):

H 2 O ↔ H + + OH -

Za otprilike 556.000.000 nedisociranih molekula vode, samo 1 molekul se disocira, ali to je 60.000.000.000 disociranih molekula u 1mm3. Disocijacija je reverzibilna, odnosno H + i OH - joni mogu ponovo formirati molekul vode. Na kraju dolazi dinamičan ravnoteža u kojoj je broj raspadnutih molekula jednak broju nastalih H + i OH - jona. Drugim riječima, brzine oba procesa će biti 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 (u zavisnosti od prirode reaktanata i temperature); , I - koncentracija (mol/l).

U stanju ravnoteže υ 1 = υ 2, dakle:

κ 1 = κ 2

Uradimo jednostavnu matematiku i dobijemo:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

K- konstanta ravnoteže, au našem slučaju konstanta disocijacije, koja zavisi od temperature i prirode supstanci, a ne zavisi od koncentracija (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 da je 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 on K i koristeći magnitudu , određujemo čemu je jednak proizvod koncentracija I koji se zove - jonski proizvod vode:

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

Budući da se na određenoj temperaturi količine koje se koriste za izračunavanje ionskog proizvoda vode ( K, ) su konstantne, vrijednost ionskog proizvoda vode isto sve vreme. A budući da disocijacija molekula vode proizvodi isti broj jona I , ispada da je za čistu vodu koncentracija I biće jednaki 10 -7 mol/l. Iz postojanosti ionskog produkta vode slijedi da ako broj H + iona postane veći, onda broj HO - jona postaje manji. Na primjer, ako se u čistu vodu doda jaka kiselina HCl, ona će se, kao jak elektrolit, potpuno disocirati na H + i Cl -, kao rezultat toga, koncentracija H + iona će se naglo povećati, a to će dovesti do povećanje brzine procesa suprotnog disocijaciji, jer ovisi o koncentraciji iona H+ i OH-:

υ 2 = κ 2

Tokom ubrzanog procesa suprotnog disocijaciji, koncentracija HO - jona će se smanjiti na vrijednost koja odgovara novoj ravnoteži, pri kojoj će ih biti toliko malo da će stope disocijacije vode i obrnutog procesa opet biti jednake. Ako je koncentracija rezultirajuće otopine HCl 0,1 mol/l, ravnotežna koncentracija će biti jednako:

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

Prilikom dodavanja jake baze NaOH, pomak će biti ka smanjenju koncentracije H+.

Čista voda, iako slabo (u poređenju sa rastvorima elektrolita), može provesti električnu struju. To je uzrokovano sposobnošću molekule vode da se raspadne (disocijacije) na dva jona, koji su provodnici električne struje u čistoj vodi (u nastavku disocijacija označava elektrolitičku disocijaciju - razlaganje na ione): H 2 O ↔ H + + OH -

Za otprilike 556.000.000 nedisociranih molekula vode, samo 1 molekul se disocira, ali to je 60.000.000.000 disociranih molekula u 1mm3. Disocijacija je reverzibilna, odnosno H + i OH - joni mogu ponovo formirati molekul vode. Kao rezultat, dolazi do dinamičke ravnoteže u kojoj je broj raspadnutih molekula jednak broju nastalih H + i OH - jona. Drugim riječima, brzine oba procesa će biti 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 je υ brzina reakcije; κ je konstanta brzine reakcije (ovisno o prirodi reaktanata i temperaturi); , i - koncentracije (mol/l).

U stanju ravnoteže υ 1 = υ 2, dakle: κ 1 = κ 2

Kako su pri određenoj temperaturi količine koje se koriste za izračunavanje jonskog proizvoda vode (K, ) konstantne, konstantna je i vrijednost ionskog proizvoda vode. A budući da disocijacija molekula vode proizvodi isti broj iona i , ispada da će za čistu vodu koncentracije i biti jednake 10 -7 mol/l. Iz postojanosti ionskog produkta vode slijedi da ako broj H + iona postane veći, onda broj HO - jona postaje manji. Na primjer, ako se u čistu vodu doda jaka kiselina HCl, ona će se, kao jak elektrolit, potpuno disocirati na H + i Cl -, kao rezultat toga, koncentracija H + iona će se naglo povećati, a to će dovesti do povećanje brzine procesa suprotnog disocijaciji, jer zavisi od koncentracije jona H + i OH -: υ 2 = κ 2

Jonski proizvod vodé je proizvod koncentracija jona vodika H + i hidroksil iona OH − u vodi ili vodenim rastvorima, konstanta autoprotolize vode.

Voda, iako je slab elektrolit, disocira u maloj mjeri:

Ravnoteža ove reakcije je snažno pomaknuta ulijevo. Konstanta disocijacije vode može se izračunati pomoću formule:

· - koncentracija hidronijum jona (protona);

· - koncentracija hidroksidnih jona;

· - koncentracija vode (u molekularnom obliku) u vodi;

Koncentracija vode u vodi, uzimajući u obzir njen nizak stepen disocijacije, praktično je konstantna i iznosi (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

Na 25 °C konstanta disocijacije vode je 1,8 10 -16 mol/l. Jednačina (1) se može prepisati kao:

Konstanta K in, jednaka proizvodu koncentracija protona i hidroksidnih iona, naziva se ionski proizvod vode. Ona je konstantna ne samo za čistu vodu, već i za razrijeđene vodene otopine tvari. Sa povećanjem temperature, disocijacija vode se povećava, pa se povećava i Kv, sa padom temperature - obrnuto. Praktični značaj ionskog proizvoda vode je velik, jer omogućava, uz poznatu kiselost (alkalnost) bilo koje otopine (tj. u poznatoj koncentraciji ili ), da se pronađe odgovarajuća koncentracija ili . Iako u većini slučajeva, radi praktičnosti prezentacije, ne koriste apsolutne vrijednosti koncentracija, već njihove decimalne logaritme uzete sa suprotnim predznakom - odnosno, indeks vodika (pH) i hidroksilni indeks (pOH).

Kako je Kb konstanta, kada se otopini doda kiselina (H + joni), koncentracija hidroksidnih jona OH − će pasti i obrnuto. U neutralnom okruženju = = mol/l. Pri koncentraciji > 10 −7 mol/l (odnosno, koncentracija< 10 −7 моль/л) среда будет kiselo; Pri koncentraciji > 10 −7 mol/l (odnosno, koncentracija< 10 −7 моль/л) - alkalna.

27. Puferske otopine: njihov sastav, svojstva, mehanizam djelovanja. Kapacitet bafera

Puferska rješenja- ovo su rješenja koja sadrže pufer sisteme. Puferski sistemi su smjese koje sadrže slabe kiseline i njihove soli sa jakim bazama ili slabim bazama i njihove soli sa jakim kiselinama u određenom kvantitativnom odnosu. Takve otopine imaju stabilnu koncentraciju H+ iona kada se razrijede neutralnim otapalom (vodom) i dodaju im određene količine jakih kiselina ili baza.

Puferske otopine nalaze se u vodama svjetskih okeana, otopinama tla i živim organizmima. Ovi sistemi obavljaju funkcije regulatora koji održavaju aktivnu reakciju okoline na određenoj vrijednosti potrebnoj za uspješno odvijanje metaboličkih reakcija. Puferske otopine dijele se na kisele i bazične. Primer prvog bi bio acetatni pufer sistem, a primer drugog amonijum puferski sistem. Postoje prirodna i umjetna pufer rješenja. Prirodna puferska otopina je krv, koja sadrži bikarbonate, fosfate, proteine, hemoglobin i kiselinske puferske sisteme. Umjetna puferska otopina može biti acetatni pufer koji se sastoji od CH3COOH.

Razmotrimo karakteristike unutrašnjeg sastava i mehanizma djelovanja puferskih sistema na primjeru acetatnog puferskog sistema: acetatna kiselina/natrijum acetat. U vodenom okruženju, komponente puferskog sistema prolaze kroz elektrolitičku disocijaciju. Natrijum acetat, kao so slabe kiseline i jake baze, potpuno se disocira na jone. Prisustvo anjona u takvoj puferskoj smjesi ovisi o koncentraciji soli u njoj i stupnju njene disocijacije. Koncentracija H+ jona u pufer sistemu je direktno proporcionalna koncentraciji kiseline u njemu i obrnuto proporcionalna sadržaju soli ove kiseline u njemu.

Dakle, koncentracija H+ jona u glavnom puferu je direktno proporcionalna koncentraciji soli u njemu i obrnuto proporcionalna koncentraciji baze.

Na primjer, potrebno je pripremiti acetatni pufer s nekoliko pH vrijednosti. Prvo pripremite 5M rastvora acetatne kiseline i natrijum acetata. Za pripremu prve otopine uzmite 50 ml svake komponente. Vodeći se formulom, odredite koncentraciju H+ iona u rezultirajućem rastvoru.

Za sljedeću pufersku otopinu uzmite 80 ml otopine kiseline i 20 ml prethodno pripremljene otopine soli. Postoji veliki broj recepata za razne puferske otopine koji se koriste u kemijskoj analizi i laboratorijskoj praksi.

Puferske otopine karakteriziraju određena svojstva. To, prije svega, uključuje puferiranje – sposobnost održavanja konstantne koncentracije H+ iona kada se u pufersku otopinu doda određena količina jake kiseline ili jake baze. Na primjer, ako se u acetatni pufer doda mala količina kloridne kiseline, pH se neće pomaknuti na kiselu stranu, jer će kloridna kiselina proći reakciju razmjene sa solju slabe kiseline. Kao rezultat reakcije, jaka kiselina koja može pomjeriti pH na kiselu stranu zamjenjuje se slabom kiselinom i neutralnom soli. Stupanj disocijacije slabe otopine elektrolita opada kako se njegova koncentracija povećava, teži nuli i ne dolazi do promjene pH vrijednosti.

Kapacitet puferske otopine(sa engleskog tampon- amortizer, engleski buff- ublaži šokove) - količina kiseline ili baze potrebna za promjenu pH otopine pufera za tačno 1.

Puferska smjesa, puferski rastvor, puferski sistem- kombinacija supstanci, sistem koji održava konstantan pH.

Udžbenik je namijenjen studentima nehemijskih specijalnosti visokoškolskih ustanova. Može poslužiti kao vodič za pojedince koji samostalno izučavaju osnove hemije, kao i za učenike hemijskih tehničkih škola i viših škola.

Legendarni udžbenik, preveden na mnoge jezike Evrope, Azije, Afrike i objavljen u ukupnom tiražu od preko 5 miliona primjeraka.

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

knjiga:

<<< Назад

Naprijed >>>

Čista voda je vrlo loš provodnik struje, ali ipak ima mjerljivu električnu provodljivost, što se objašnjava blagom disocijacijom vode na vodikove ione i hidroksidne ione:

Na osnovu električne provodljivosti čiste vode može se izračunati koncentracija vodikovih i hidroksidnih jona u vodi. Na 25°C iznosi 10 -7 mol/l.

Napišimo izraz za konstantu disocijacije vode:

Prepišimo ovu jednačinu na sljedeći način:

Kako je stepen disocijacije vode veoma mali, koncentracija nedisociranih molekula H 2 O u vodi je skoro jednaka ukupnoj koncentraciji vode, odnosno 55,55 mol/l (1 litar 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:

Rezultirajuća jednadžba pokazuje da je za vodu i razrijeđene vodene otopine na konstantnoj temperaturi umnožak koncentrata vodikovih iona i hidroksidnih iona konstantna vrijednost.Ta konstantna vrijednost se naziva ionski proizvod vode. Njegova numerička vrijednost može se lako dobiti zamjenom koncentracija vodikovih i hidroksidnih jona u posljednju jednačinu. U čistoj vodi na 25°C ==1·10 -7 mol/l. Dakle, za navedenu temperaturu:

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

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

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

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

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

Ovi primjeri pokazuju da ako je poznata koncentracija vodikovih iona u vodenoj otopini, tada se određuje i koncentracija hidroksidnih iona. Stoga se i stepen kiselosti i stepen alkalnosti rastvora mogu kvantitativno okarakterisati koncentracijom vodikovih jona:

Kiselost ili alkalnost otopine može se izraziti na drugi, prikladniji način: umjesto koncentracije vodikovih iona, navesti njegov decimalni logaritam, uzet sa suprotnim predznakom. Posljednja vrijednost naziva se vodikovim indeksom i označava se sa pH:

Na primjer, ako je =10 -5 mol/l, tada je pH=5; ako je = 10 -9 mol/l, onda je pH = 9, itd. Odavde je jasno da je u neutralnom rastvoru (= 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 veća alkalnost rastvora.

Postoje različite metode za mjerenje pH. Približna reakcija otopine može se odrediti pomoću posebnih reagensa koji se nazivaju indikatori, čija se boja mijenja ovisno o koncentraciji vodikovih iona. Najčešći indikatori su metilnarandžasta, metilcrvena i fenolftalein. U tabeli 17 daje karakteristike nekih indikatora.

Za mnoge procese pH igra važnu ulogu. Dakle, pH ljudske i životinjske krvi ima striktno konstantnu vrijednost. Biljke mogu normalno rasti samo pri pH vrijednostima otopine tla koje se nalaze u određenom rasponu karakterističnom za datu vrstu biljke. Svojstva prirodnih voda, posebno njihova korozivnost, snažno zavise od njihovog pH.

Tabela 17. Ključni indikatori

<<< Назад

Naprijed >>>

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

Čista voda je loš provodnik struje, ali ipak ima mjerljivu električnu provodljivost, što se objašnjava djelomičnom disocijacijom molekula H2O na vodikove ione i hidroksidne ione:

H 2 O H + + OH –

Na osnovu električne provodljivosti čiste vode može se izračunati koncentracija H+ i OH – jona u njoj. Na 25 o C iznosi 10 –7 mol/l.

Konstanta disocijacije H2O izračunava se na sljedeći način:

Prepišimo ovu jednačinu:

Treba naglasiti da ova formula sadrži ravnotežne koncentracije molekula H 2 O, H + i OH – jona, koje su uspostavljene u trenutku ravnoteže u reakciji disocijacije H 2 O.

Ali, kako je stepen disocijacije H 2 O vrlo mali, možemo pretpostaviti da je koncentracija nedisociranih molekula H 2 O u trenutku ravnoteže praktično jednaka ukupnoj početnoj koncentraciji vode, tj. 55,56 mol/dm 3 (1 dm 3 H 2 O sadrži 1000 g H 2 O ili 1000: 18 ≈ 55,56 (mol). U razrijeđenim vodenim otopinama možemo pretpostaviti da će koncentracija H 2 O biti ista. Stoga , zamjenjujući u jednačini (42) proizvod dvije konstantne veličine novom konstantom (ili KW ), imat će:

Rezultirajuća jednadžba pokazuje da je za vodu i razrijeđene vodene otopine na konstantnoj temperaturi proizvod molarne koncentracije vodikovih iona i hidroksidnih iona konstantna vrijednost. Zove se drugačije jonski proizvod vode .

U čistoj vodi na 25oC.
Dakle, za navedenu temperaturu:

Kako temperatura raste, vrijednost raste. Na 100 o C dostiže 5,5 ∙ 10 –13 (sl. 34).

Rice. 34. Ovisnost konstante disocijacije vode K w
od temperature t(°C)

Rješenja u kojima su koncentracije H + i OH – jona jednake nazivaju se neutralna rješenja. IN kiselo otopine sadrže više vodikovih jona, i alkalna– hidroksid joni. Ali bez obzira na reakciju medija u otopini, proizvod molarne koncentracije H + i OH – jona će ostati konstantan.

Ako se, na primjer, čistoj H 2 O doda određena količina kiseline i koncentracija H + iona poraste na 10 -4 mol/dm 3, tada će se koncentracija OH - iona odgovarajuće smanjiti tako da proizvod ostane jednak do 10 -14. Dakle, u ovoj otopini koncentracija hidroksidnih iona bit će jednaka 10 -14: 10 -4 = 10 -10 mol/dm 3. Ovaj primjer pokazuje da ako je poznata koncentracija vodikovih iona u vodenoj otopini, tada se određuje i koncentracija hidroksidnih iona. Stoga se reakcija otopine može kvantitativno okarakterizirati koncentracijom H + iona:

neutralni rastvor ®

kiseli rastvor ®

alkalni rastvor ®

U praksi, za kvantitativno obilježje kiselosti ili alkalnosti otopine, ne koristi se molarna koncentracija H+ jona u njoj, već njen negativni decimalni logaritam. Ova količina se zove pH vrijednost i označava se sa pH :

pH = –lg

Na primjer, ako je , tada je pH = 2; ako je , onda pH = 10. U neutralnom rastvoru, pH = 7. U kiselim rastvorima, pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (i što je više, to je rastvor „alkalniji“, tj. niža je koncentracija H+ jona u njemu).

Postoje različite metode za mjerenje pH otopine. Vrlo je zgodno približno procijeniti reakciju otopine pomoću posebnih reagensa tzv acido-bazni indikatori . Boja ovih tvari u otopini mijenja se ovisno o koncentraciji H+ iona u njoj. Karakteristike nekih od najčešćih indikatora prikazane su u tabeli 12.

Tabela 12. Najvažniji acido-bazni indikatori