Constanta de disociere a apei.
Superstiții Apa pură, deși săracă (în comparație cu soluțiile de electroliți), poate conduce curent 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): valoarea pH-ului<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>(pH) este o valoare care caracterizează activitatea sau concentrația ionilor de hidrogen în soluții. Indicatorul de hidrogen este desemnat pH. Indicele de hidrogen este numeric egal cu logaritmul zecimal negativ al activității sau concentrației ionilor de hidrogen, exprimat în moli pe litru: pH=-log[ H+ ] Dacă [ H+ ]>10-7mol/l, [ OH-] 10-7mol/l - mediu alcalin; pH>7. Hidroliza sărurilor - aceasta este interacțiunea chimică a ionilor de sare cu ionii de apă, ducând la formarea unui electrolit slab. 1). Hidroliza nu este posibilăSare formată dintr-o bază tare și un acid tare (, KBr, NaCl NaNO3
(), nu va suferi hidroliză, deoarece în acest caz nu se formează un electrolit slab pH-ul unor astfel de soluții = 7. Reacția mediului rămâne neutră. 2). Hidroliza prin cation (doar cationul reactioneaza cu apa). Într-o sare formată dintr-o bază slabă și un acid tare,FeCl2, NH4Cl,Al2(SO4)3)
MgSO4
Cationul suferă hidroliză:<=>FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-
FeOH+ + 2CI- + H+< 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион). Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой
(Ca urmare a hidrolizei, se formează un electrolit slab, ion H+ și alți ioni. pH-ul soluției, KClO, K2SiO3,Na2CO3)
CH3COONa
suferă hidroliză la nivelul anionului, ducând la formarea unui electrolit slab, ion hidroxid OH- și alți ioni.<=>K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-
НSiO3- + 2K+ + ОН-
(pH-ul unor astfel de soluții este > 7 (soluția devine alcalină). Hidroliza articulațiilor (atât cationul, cât și anionul reacţionează cu apa). Sare formată dintr-o bază slabă și un acid slab, CH 3COONH 4, (NH4)2CO3),
hidrolizează atât cationul, cât și anionul. Ca rezultat, se formează o bază și un acid ușor disociante. pH-ul soluțiilor de astfel de săruri depinde de puterea relativă a acidului și a bazei. O măsură a puterii unui acid și a unei baze este constanta de disociere a reactivului corespunzător. Reacția mediului acestor soluții poate fi neutră, ușor acidă sau ușor alcalină:
Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3v+ 3H2S^
Hidroliza este un proces reversibil. Hidroliza este ireversibilă dacă reacția are ca rezultat formarea unei baze insolubile și (sau) a unui acid volatil.
Disocierea electrolitică apă. 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:
ÎN 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 la o soluție se adaugă un acid puternic, ionii de hidrogen vor interacționa cu anionii pentru a forma molecule acid acetic iar 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 diluție 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 are loc 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 carbonat și fosfat au mare valoareîn reglarea proceselor biochimice din organism şi 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 număr total 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 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 diluat solutii apoase 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. In solutii acre mai multa concentrare ioni de hidrogen, în cei alcalini - concentrația ionilor 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 cât alcalinitatea soluției este mai mare, cu atât mai mult.
Apa pură este un conducător slab al electricității, dar are încă o conductivitate electrică măsurabilă, care se explică prin disocierea parțială a moleculelor de H2O în ioni de hidrogen și ioni de hidroxid:
H 2 O H + + OH –
Pe baza conductivității electrice a apei pure, se poate calcula concentrația de ioni H + și OH – în ea. La 25 o C este egal cu 10 –7 mol/l.
Constanta de disociere a H2O se calculează după cum urmează:
Să rescriem această ecuație:
Trebuie subliniat faptul că această formulă conţine concentraţii de echilibru ale moleculelor de H 2 O, ioni H + şi OH –, care au fost stabilite în momentul echilibrului în reacţia de disociere a H 2 O.
Dar, întrucât gradul de disociere al H 2 O este foarte mic, putem presupune că concentrația moleculelor de H 2 O nedisociate în momentul echilibrului este practic egală cu concentrația inițială totală a apei, adică. 55,56 mol/dm 3 (1 dm 3 H 2 O conţine 1000 g de H 2 O sau 1000: 18 ≈ 55,56 (moli). În soluţii apoase diluate, putem presupune că concentraţia de H 2 O va fi aceeaşi. Prin urmare , înlocuind în ecuația (42) produsul a două mărimi constante cu o nouă constantă (sau K W ), vom avea:
Ecuația rezultată arată că pentru apă și soluții apoase diluate la o temperatură constantă, produsul dintre concentrațiile molare ale ionilor de hidrogen și ionilor de hidroxid este o valoare constantă. Se numește altfel produs ionic al apei .
În apă curată la 25 ° C.
Prin urmare, pentru temperatura specificată:
Pe măsură ce temperatura crește, valoarea crește. La 100 o C ajunge la 5,5 ∙ 10 –13 (Fig. 34).
Orez. 34. Dependența constantei de disociere a apei K w
de la temperatura t(°C)
Se numesc soluții în care concentrațiile ionilor H + și OH – sunt aceleași soluții neutre. ÎN acru soluțiile conțin mai mulți ioni de hidrogen și alcalin– ioni de hidroxid. Dar indiferent de reacția mediului în soluție, produsul concentrațiilor molare ale ionilor H + și OH – va rămâne constant.
Dacă, de exemplu, la H 2 O pur se adaugă o anumită cantitate de acid și concentrația de ioni H + crește la 10 -4 mol/dm 3, atunci concentrația de ioni OH - va scădea în mod corespunzător, astfel încât produsul să rămână egal la 10 -14. Prin urmare, în această soluție concentrația ionilor de hidroxid va fi egală cu 10 -14: 10 -4 = 10 -10 mol/dm 3. Acest exemplu arată că dacă se cunoaște concentrația ionilor de hidrogen într-o soluție apoasă, atunci se determină și concentrația ionilor de hidroxid. Prin urmare, reacția soluției poate fi caracterizată cantitativ prin concentrația de ioni H +:
soluție neutră ®
soluție acidă ®
soluție alcalină ®
În practică, pentru a caracteriza cantitativ aciditatea sau alcalinitatea unei soluții, nu se folosește concentrația molară de ioni H + din aceasta, ci logaritmul zecimal negativ al acesteia. Această cantitate se numește valoarea pH-ului și este notat cu pH :
pH = –lg
De exemplu, dacă , atunci pH = 2; dacă , atunci pH = 10. Într-o soluție neutră, pH = 7. În soluții acide, pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (și cu cât mai mult, cu atât soluția este mai „alcalină”, adică cu atât concentrația ionilor de H + în ea este mai mică).
Există diferite metode de măsurare a pH-ului unei soluții. Este foarte convenabil să se estimeze aproximativ reacția unei soluții folosind reactivi speciali numiți indicatori acido-bazici . Culoarea acestor substanțe în soluție se modifică în funcție de concentrația ionilor de H + din aceasta. Caracteristicile unora dintre cei mai comuni indicatori sunt prezentate în Tabelul 12.
Tabelul 12. Cei mai importanți indicatori acido-bazici
Conduce electricitatea foarte prost, dar totuși are o conductivitate electrică măsurabilă, co ceea ce se explică printr-o uşoară disociere a apei în hidrogen și ioni hidroxil:
H2O ⇄ H + OH’
Pe baza conductivității electrice a apei pure, se poate calcula concentrația ionilor de hidrogen și a ionilor de hidroxil în apă. Se dovedește a fi egal cu 10 -7 G-ion /l.
Aplicând legea acțiunii în masă la disocierea apei, putem scrie:
Să rescriem această ecuație după cum urmează:
[OH'] = [H2O]K
Deoarece există foarte puțină apă, concentrația moleculelor de H 2 O nedisociate nu numai în apă, ci și în orice soluție apoasă diluată poate fi considerată o valoare constantă. Prin urmare, înlocuind [H 2 O] K cu noua constantă KH 2 O, vom avea:
[H] [OH’] = LA H2O
Ecuația rezultată arată că pentru apă și soluții apoase diluate la o temperatură constantă, produsul dintre concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxil este o valoare constantă. Această constantă se numește produsul ionic al apei. Valoarea sa numerică poate fi obținută cu ușurință prin înlocuirea concentrațiilor de ioni de hidrogen și hidroxil în ultima ecuație
LA H2O = 10 -7 10 -7 = 10 -14
Soluții în care concentrația de hidrogen și concentrația de ioni de hidroxil sunt aceleași și egale cu fiecare 10 —7 g-ion/l se numesc soluții neutre.În soluțiile acide concentrația ionilor de hidrogen este mai mare, în soluțiile alcaline concentrația ionilor de hidroxil este mai mare. Dar oricare ar fi reacția soluției, produsul concentrațiilor ionilor de H și OH’ trebuie să rămână constant.
Dacă, de exemplu, se adaugă suficient acid în apa pură, astfel încât concentrația de ioni de hidrogen să crească la 10 -3, concentrația de ioni de hidroxil va trebui să scadă, astfel încât produsul [H] [OH'] să rămână egal cu 10 - 14. Prin urmare, în această soluție concentrația ionilor de hidroxil va fi:
10 -14: 10 -3 = 10 -11
Dimpotrivă, dacă adăugați alcali în apă și creșteți astfel concentrația de ioni de hidroxil, de exemplu, la 10 -5, concentrația de ioni de hidrogen va deveni egală cu:
10 -14: 10 -5 = 10 -9
Citiți un articol pe tema Disociarea apei
