Konstanta disocijacije vode. Elektrolitička disocijacija vode. Jonski proizvod vode. Vodikov indeks životne sredine. Pojam indikatora Reakcija disocijacije 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):
pH vrijednost(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
Elektrolitička disocijacija vode. pH vrijednost
Voda je slab elektrolit koji se disocira prema jednadžbi: .
Ovaj fenomen se obično naziva samojonizacija ili autoprotoliza.
Konstanta disocijacije vode na 25 0 C je:
Budući da je konstanta disocijacije vode vrlo mala, koncentracija vode se može smatrati konstantnom:
(na 295 K)
Količina Kw obično se naziva ionskim proizvodom vode.
Jonski proizvod voda karakterizira ravnotežu između vodikovih iona i hidroksidnih iona u vodenim otopinama i konstantna je vrijednost na datoj temperaturi.
Kiselost ili bazičnost vodene otopine mora se izraziti koncentracijom vodikovih iona ili hidroksidnih iona. Najčešće se u tu svrhu koristi pH vrijednost, koja je vezana za koncentraciju vodikovih jona sljedećim odnosom:
U neutralnom okruženju:
U kiseloj sredini:
U alkalnom okruženju:
Proračun pH i pH otopina jakih i slabih elektrolita.
Koncentracija H + jona se određuje pomoću Ostwaldove jednadžbe: = ; slično za hidroksil: [OH – ]= ;
Sposobnost otopina da održavaju određenu pH vrijednost obično se naziva puferskim efektom. Rješenja sa svojstvima puferiranja nazivaju se otopinama pufera.
U širem smislu, baferski sistemi su sistemi koji održavaju određenu vrijednost nekog parametra kada se sastav promijeni. Puferske otopine su kiselo-bazne - održavaju konstantan pH kada se uvedu kiseline ili baze, oksidativno-redukcione - održavaju konstantnim potencijal sistema kada se uvedu oksidacijski ili redukcijski agensi. Puferska otopina je konjugirani par. npr.:
1. slaba kiselina i sol ove kiseline i jaka baza (octena kiselina i natrijum acetat - acetatni pufer)
2. slaba baza i sol ove baze i jaka kiselina (amonijum hidroksid i amonijum hlorid - amonijak pufer)
3. rastvori koji sadrže soli polibaznih kiselina (natrijum hidrogen fosfat i natrijum dihidrogen fosfat - fosfatni pufer)
Razmotrimo mehanizam održavanja pH u acetatnom puferu. Tamo se dešavaju reakcije:
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +
CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na +
Prva reakcija je gotovo potpuno potisnuta zbog visoke koncentracije acetatnih iona uzrokovanih disocijacijom jakog elektrolita - natrijevog acetata.
Ako se u otopinu doda jaka kiselina, ioni vodika će stupiti u interakciju s anionima i formirati molekule sirćetna kiselina a reakcija okoline se neće promijeniti. Ako se u otopinu doda jaka baza, hidroksidni ioni će stupiti u interakciju s ionima vodika (ili molekulima octene kiseline). Formiranje vode neće uticati na pH medijuma. Joni vodika koji reagiraju s OH - jonima bit će nadoknađeni pomicanjem ravnoteže reakcije disocijacije octene kiseline udesno.
Konstanta elektrolitičke disocijacije octene kiseline:
Vrijednost koncentracije vodikovih jona:
Stepen elektrolitičke disocijacije sirćetne kiseline je beznačajan, stoga u rastvoru preovlađuju njeni nedisocirani molekuli. Koncentracija nedisociranih molekula bit će gotovo jednaka koncentraciji kiseline. Tada se koncentracija nedisocirane kiseline može zamijeniti ukupnom koncentracijom kiseline u otopini:
[CH 3 COOH] = [kiselina],
a koncentracija acetatnih jona je koncentracija soli u otopini:
[CH 3 COO - ] = [sol].
Zamjenom ovih vrijednosti u izraz (2) dobijamo jednačinu za izračunavanje [H + ] za pufersko rješenje:
Magnituda TO(konstanta elektrolitičke disocijacije kiseline) je konstantna u ovim uslovima.
Uzimajući logaritme jednadžbi dobijamo:
pK je negativni logaritam konstante disocijacije sirćetne kiseline.
Koristeći isto razmišljanje, za mješavinu slabe baze i soli jake kiseline možemo izvesti jednačinu:
Iz jednačina proizilazi da pH pufera ovisi o vrijednosti konstante slabe kiseline ili slabe baze, kao i o odnosu koncentracija komponenata puferskih mješavina.
Budući da je konstanta elektrolitičke disocijacije pod ovim uvjetima konstantna, pH otopine pufera ovisit će samo o omjeru koncentracija kiseline (ili baze) i soli uzetih za pripremu puferske smjese. i ne zavisi od apsolutne vrednosti ovih koncentracija. Iskustvo pokazuje da čak i uz značajno razrjeđivanje puferskih otopina za 10-20 puta, pH se malo mijenja.
Sposobnost puferskih otopina da se suprotstave naglim promjenama pH je ograničena. Granica unutar koje se manifestira učinak puferiranja obično se naziva kapacitet pufera (B). Brojčano kapacitet bafera određuje se brojem molskih ekvivalenata jake kiseline ili baze, koji se moraju dodati na 1 l pufersku smjesu za promjenu pH vrijednosti za jedan.
Veličina puferskog kapaciteta ovisi o koncentraciji komponenti puferske mješavine i njihovom omjeru. Što je veća koncentracija komponenti puferske mješavine, veći je njen kapacitet. Maksimalni puferski efekat se primećuje ako su kiselina i so u rastvoru u ekvivalentnim količinama.
Prisustvo puferskih mješavina u živim organizmima određuje konstantnost pH krvi, mlijeka i soka biljnih stanica. Karbonatni i fosfatni puferski sistemi imaju veliki značaj u regulaciji biohemijskih procesa u organizmu i zemljištu.
Predavanje 5 “Slabi i jaki elektroliti”
Elektroliti- ϶ᴛᴏ supstance čiji rastvori provode električnu struju kroz jone na koje se raspadaju pod uticajem polarnih molekula rastvarača.
Kvantitativna karakteristika disocijacije elektrolita je stepen disocijacije, koji je jednak omjeru broja disociranih molekula i ukupan broj molekuli:
Na osnovu stepena disocijacije razlikuju se jaki elektroliti, slabi elektroliti i elektroliti srednje jačine.
Elektrolitička disocijacija vode. Vodikov indeks - pojam i vrste. Klasifikacija i karakteristike kategorije "Elektrolitička disocijacija vode. Vodonički indeks" 2017, 2018.
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. Pri tome je jednak mol/l.
Napišimo izraz za konstantu disocijacije vode:
Prepišimo ovu jednačinu na sljedeći način:
Kako je stepen disocijacije vode veoma mali, koncentracija nedisociranih molekula u vodi je skoro jednaka ukupnoj koncentraciji vode, odnosno 55,55 mol/l (1 litar sadrži 1000 g vode, tj. mol). U razrijeđenim vodenim otopinama koncentracija zode može se smatrati istom. Dakle, zamjenom proizvoda u posljednjoj jednadžbi novom konstantom, 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 pri mol/l. Dakle, za navedenu temperaturu:
Otopine u kojima su koncentracije vodikovih iona i hidroksidnih iona jednake nazivaju se neutralnim otopinama. Na , kao što je već spomenuto, u neutralnim otopinama koncentracija i vodikovih iona i hidroksidnih iona jednaka je mol/l. U kiselim rastvorima više koncentracije vodikovi ioni, u alkalnim - koncentracija hidroksidnih iona. 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 mol/l, tada će se koncentracija hidroksidnih iona smanjiti tako da proizvod ostane jednak. Stoga će u ovoj otopini koncentracija hidroksidnih jona biti:
Naprotiv, ako dodate alkalije u vodu i time povećate koncentraciju hidroksidnih iona, na primjer, na mol/l, tada će koncentracija vodikovih iona biti:
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:
Na primjer, ako je mol/l, onda ; ako je mol/l, onda itd. Odavde je jasno da u neutralnom rastvoru (mol/l). U kiselim rastvorima, što je rastvor kiseliji, to je manje. Naprotiv, u alkalnim rastvorima veća je alkalnost rastvora.
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 ovu formulu 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
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 koncentracija vodikovih jona je veća, u alkalnim rastvorima koncentracija hidroksilnih jona je veća. 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
