Ważną cechą wody w stanie ciekłym jest jej zdolność do samoistnej dysocjacji w zależności od reakcji:

H 2 O (l) « H + (aq) + OH - (aq)

Proces ten nazywany jest również samojonizacją lub autoprotolizą. Powstałe protony H+ i aniony OH – otoczone są pewną liczbą polarnych cząsteczek wody, tj. uwodniony: H + ×nH2O; OH - ×mH 2 O. Hydratację pierwotną można przedstawić za pomocą szeregu kompleksów wodnych: H 3 O + ; H5O2+; H7O3+; H 9 O 4 + , wśród których dominują jony H 9 O 4 + (H + × 4H 2 O). Żywotność wszystkich tych jonów w wodzie jest bardzo krótka, ponieważ protony stale migrują z niektórych cząsteczek

wodę innym. Zwykle w równaniach, dla uproszczenia, stosuje się wyłącznie kation o składzie H 3 O + (H + × H 2 O), zwany jonem hydroniowym.

Proces dysocjacji wody, biorąc pod uwagę uwodnienie protonu i powstanie jonu hydroniowego, można zapisać: 2H 2 O « H 3 O + + OH -

Woda jest słabym elektrolitem, którego stopień dysocjacji jest

Ponieważ à C równe (H 2 O) „Bez out (H 2 O) lub [H 2 O] równe ≈ [H 2 O] out

– liczba moli zawartych w jednym litrze wody. C out (H 2 O) w rozcieńczonym roztworze pozostaje stały. Ta okoliczność pozwala nam uwzględnić C równe (H 2 O) w stałej równowagi.

Zatem iloczyn dwóch stałych daje nową stałą, którą nazywa się jonowy produkt wody. W temperaturze 298 K.

¾- Stałość iloczynu jonowego wody oznacza, że ​​w każdym roztworze wodnym: kwaśnym, obojętnym lub zasadowym zawsze znajdują się oba rodzaje jonów (H+ i OH -)

¾- W czystej wodzie stężenia jonów wodoru i hydroksylu są równe i w normalnych warunkach wynoszą:

K w 1/2 = 10 -7 mol/l.

¾- Po dodaniu kwasów stężenie [H + ] wzrasta, tj. równowaga przesuwa się w lewo, a stężenie [OH - ] maleje, ale Kw pozostaje równe 10 -14.

W środowisku kwaśnym > 10 -7 mol/l oraz< 10 -7 моль/л

W środowisku zasadowym< 10 -7 моль/л, а >10-7 moli/l

W praktyce dla wygody używają wartość PH i indeks hydroksylowy (pOH) pożywki.

Jest to odwrócony logarytm dziesiętny stężeń (aktywności) odpowiednio jonów wodorowych lub jonów hydroksylowych w roztworze: pH = - log, pH = - log

W roztworach wodnych pH + pH = 14.

Tabela nr 14.

K w zależy od temperatury (ponieważ dysocjacja wody jest procesem endotermicznym)

K w (25 o C) = 10 -14 Þ pH = 7

K w (50 o C) = 5,47×10 -14 Þ pH = 6,63

Pomiar pH jest niezwykle szeroko stosowany. W biologii i medycynie do określenia patologii wykorzystuje się wartość pH płynów biologicznych. Na przykład normalne pH surowicy krwi wynosi 7,4 ± 0,05; ślina – 6,35..6,85; sok żołądkowy – 0,9..1.1; łzy – 7,4±0,1. W rolnictwie pH charakteryzuje kwasowość gleb, stan ekologiczny wód naturalnych itp.



Wskaźniki kwasowo-zasadowe to związki chemiczne zmieniające kolor w zależności od pH środowiska, w którym występują. Zapewne zauważyłeś, jak zmienia się kolor herbaty po dodaniu do niej cytryny – to przykład działania wskaźnika kwasowo-zasadowego.

Wskaźnikami są zwykle słabe kwasy lub zasady organiczne i mogą występować w roztworach w dwóch postaciach tautomerycznych:

HInd « H + + Ind - , gdzie HInd jest formą kwasową (jest to forma dominująca w roztworach kwaśnych); Ind jest formą główną (dominującą w roztworach alkalicznych).

Zachowanie wskaźnika jest podobne do zachowania słabego elektrolitu w obecności silniejszego z tym samym jonem. Tym bardziej więc równowaga przesuwa się w stronę istnienia kwasowej formy HInd i odwrotnie (zasada Le Chateliera).

Doświadczenie wyraźnie pokazuje możliwość wykorzystania niektórych wskaźników:

Tabela nr 15

Specjalne urządzenia - pehametry - pozwalają na pomiar pH z dokładnością do 0,01 w zakresie od 0 do 14. Oznaczenie polega na pomiarze siły elektromotorycznej ogniwa galwanicznego, którego jedną z elektrod jest np. szkło.

Najdokładniejsze stężenie jonów wodorowych można oznaczyć metodą miareczkowania kwasowo-zasadowego. Miareczkowanie to proces stopniowego dodawania małych porcji roztworu o znanym stężeniu (titranta) do miareczkowanego roztworu, którego stężenie chcemy oznaczyć.

Roztwory buforowe- są to układy, których pH zmienia się stosunkowo niewiele przy rozcieńczaniu lub dodaniu do nich niewielkich ilości kwasów lub zasad. Najczęściej są to rozwiązania zawierające:

a) a) Słaby kwas i jego sól (CH 3 COOH + CH 3 COONa) - bufor octanowy

c) Słaba zasada i jej sól (NH 4OH + NH 4Cl) - bufor amonowo-amonowy

c) Dwie sole kwasów o różnym Kd (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - bufor fosforanowy

Rozważmy mechanizm regulacyjny roztworów buforowych na przykładzie roztworu buforowego octanowego.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + ,

CH 3 COONa «CH 3 COO - + Na +

1. 1) jeśli do mieszaniny buforowej dodasz niewielką ilość zasady:

CH 3 COOH + NaOH « CH 3 COONA + H 2 O,

NaOH neutralizuje się kwasem octowym, tworząc słabszy elektrolit H2O. Nadmiar octanu sodu przesuwa równowagę w stronę powstałego kwasu.

2. 2) jeśli dodasz niewielką ilość kwasu:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Kationy wodoru H + wiążą CH3COO - jony

Znajdźmy stężenie jonów wodorowych w roztworze buforowym octanowym:

Stężenie równowagowe kwasu octowego wynosi C ref,k (ponieważ jest to słaby elektrolit), a [CH3COO - ] = sól C (ponieważ sól jest mocnym elektrolitem), a następnie . Równanie Hendersona-Hasselbalcha:

Zatem pH układów buforowych zależy od stosunku stężeń soli i kwasu. Po rozcieńczeniu stosunek ten nie zmienia się, a pH buforu nie zmienia się po rozcieńczeniu, co odróżnia układy buforowe od czystego roztworu elektrolitu, dla którego obowiązuje prawo rozcieńczeń Ostwalda.

Istnieją dwie cechy systemów buforowych:

1.Siła buforowa. Wartość bezwzględna siły buforowej zależy od

całkowite stężenie składników układu buforowego, tj. Im wyższe stężenie układu buforowego, tym więcej zasady (kwasu) potrzeba do tej samej zmiany pH.

2.Pojemność buforowa (B). Pojemność buforowa to granica, w której występuje efekt buforowania. Mieszanina buforowa utrzymuje stałe pH tylko pod warunkiem, że ilość mocnego kwasu lub zasady dodanego do roztworu nie przekracza określonej wartości granicznej - B. Pojemność buforową określa się liczbą g/równoważnik mocnego kwasu (zasady) ), który należy dodać do jednego litra mieszaniny buforowej, aby zmienić wartość pH na jednostkę, tj. . Wniosek: Właściwości układów buforowych:

1. 1. w niewielkim stopniu zależy od rozcieńczenia.

2. 2. Dodatek mocnych kwasów (zasad) niewiele zmienia w granicach pojemności buforowej B.

3. 3. Pojemność buforowa uzależniona jest od siły buforującej (stężenia składników).

4. 4. Bufor wykazuje maksymalne działanie, gdy kwas i sól występują w roztworze w równoważnych ilościach:

Z solą = Z solą; = Kd,k; pH = pK d,k (pH określa się na podstawie wartości K d).

Hydroliza to reakcja chemiczna wody z solami. Hydroliza soli sprowadza się do procesu przeniesienia protonu. W wyniku jego wystąpienia pojawia się pewien nadmiar jonów wodorowych lub hydroksylowych, które nadają roztworowi właściwości kwasowe lub zasadowe. Zatem hydroliza jest odwrotnością procesu neutralizacji.

Hydroliza soli obejmuje 2 etapy:

a) Elektrolityczna dysocjacja soli z utworzeniem uwodnionych jonów:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O (wiązanie donor-akceptor, donorem jest atom O mający 2 wolne pary elektronów,

akceptor – kationy z wolnymi orbitalami)

Cl - + yH 2 O « Cl - × yH 2 O (wiązanie wodorowe)

c) Hydroliza przez anion. Cl - + HOH do HCl + OH -

c) Hydroliza kationowa. K + + HOH do KOH +

Wszystkie sole powstają przy udziale słabych

elektrolity:

1.Sól utworzona przez anion słabych kwasów i kation mocnych zasad

CH3COONA + HOH «CH3COOH + NaOH

CH 3 COO - + НОН « CH 3 COН + OH - , рН > 7

Aniony słabych kwasów pełnią w stosunku do wody rolę zasad, donora protonów, co prowadzi do wzrostu stężenia OH -, tj. alkalizacja środowiska.

O głębokości hydrolizy decyduje: stopień hydrolizy a g:

– stężenie soli poddanej hydrolizie

– stężenie soli pierwotnej

a g jest małe, na przykład dla 0,1 mola roztworu CH 3 COONa w temperaturze 298 K jest równe 10 -4.

Podczas hydrolizy w układzie ustala się równowaga, charakteryzująca się K p

Dlatego im niższa stała dysocjacji, tym wyższa stała hydrolizy. Stopień hydrolizy jest powiązany ze stałą hydrolizy równaniem:

Wraz ze wzrostem rozcieńczenia, tj. Zmniejszając C0, zwiększa się stopień hydrolizy.

2. 2.Sól utworzona przez kation słabych zasad i anion mocnych kwasów

NH4Cl + HOH ↔ NH4OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7

Równowaga protolityczna zostaje przesunięta w lewo, słabo zasadowy kation NH 4 + działa jak kwas w stosunku do wody, co prowadzi do zakwaszenia środowiska. Stałą hydrolizy określa się za pomocą równania:

Równowagowe stężenie jonów wodorowych można obliczyć: [H + ] równa się = a g × C 0 (początkowe stężenie soli), gdzie

Kwasowość podłoża zależy od początkowego stężenia soli tego typu.

3. 3.Sól utworzona przez anion słabych kwasów i kation słabych zasad. Hydrolizuje zarówno kation, jak i anion

NH4CN + HOH do NH4OH + HCN

Aby określić pH roztworu, porównaj KD,k i KD,bas

K D,k > K D,bas – środowisko lekko kwaśne

K D, k< К Д,осн à среда слабо щелочная

K D,k = K D,bas w środowisku neutralnym

W konsekwencji stopień hydrolizy tego typu soli nie zależy od ich stężenia w roztworze.

ponieważ i [OH - ] są wówczas określone przez K D,k i K D,bas

Wartość pH roztworu jest również niezależna od stężenia soli w roztworze.

Sole utworzone przez wielokrotnie naładowany anion i pojedynczo naładowany kation (siarczki, węglany, fosforany amonu) ulegają prawie całkowitej hydrolizie w pierwszym etapie, tj. występują w roztworze w postaci mieszaniny słabej zasady NH 4 OH i jej soli NH 4 HS, tj. w postaci buforu amonowego.

W przypadku soli utworzonych przez wielokrotnie naładowany kation i pojedynczo naładowany anion (octany, mrówczany Al, Mg, Fe, Cu) hydroliza wzrasta wraz z ogrzewaniem i prowadzi do powstania soli zasadowych.

Hydroliza azotanów, podchlorynów, podbromitów Al, Mg, Fe, Cu przebiega całkowicie i nieodwracalnie, tj. sole nie są izolowane z roztworów.

Sole: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 i inne są słabo rozpuszczalne w wodzie, jednak część ich jonów bierze udział w procesie hydrolizy, co prowadzi do nieznacznego wzrostu ich rozpuszczalności.

Siarczki chromu i glinu hydrolizują całkowicie i nieodwracalnie, tworząc odpowiednie wodorotlenki.

4. 4.Sole powstałe z anionu mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie.

Najczęściej hydroliza jest zjawiskiem szkodliwym, powodującym różne powikłania. Zatem podczas syntezy substancji nieorganicznych z roztworów wodnych w powstałej substancji pojawiają się zanieczyszczenia - produkty jej hydrolizy. Niektórych związków w ogóle nie da się zsyntetyzować ze względu na nieodwracalną hydrolizę.

· - jeśli hydroliza przebiega przez anion, wówczas do roztworu dodaje się nadmiar zasady

· - jeżeli hydroliza przebiega przez kation, to do roztworu dodaje się nadmiar kwasu

Tak więc pierwszą jakościową teorię roztworów elektrolitów wyraził Arrhenius (1883–1887). Zgodnie z tą teorią:

1. 1.Cząsteczki elektrolitu dysocjują na przeciwne jony

2. 2. Pomiędzy procesami dysocjacji i rekombinacji ustala się równowaga dynamiczna, którą charakteryzuje KD. Równowaga ta jest zgodna z prawem działania mas. Proporcję zdezintegrowanych cząsteczek charakteryzuje stopień dysocjacji a. D i a są powiązane prawem Ostwalda.

3. 3.Roztwór elektrolitu (wg Arrheniusa) to mieszanina cząsteczek elektrolitu, jego jonów i cząsteczek rozpuszczalnika, pomiędzy którymi nie zachodzi interakcja.

Wniosek: Teoria Arrheniusa pozwoliła wyjaśnić wiele właściwości roztworów słabych elektrolitów o niskich stężeniach.

Jednak teoria Arrheniusa miała charakter wyłącznie fizyczny, tj. nie wziął pod uwagę następujących kwestii:

· Z jakiego powodu substancje w roztworach rozpadają się na jony?

· Co dzieje się z jonami w roztworach?

Teoria Arrheniusa była dalej rozwijana w pracach Ostwalda, Pisarzhevsky’ego, Kablukowa, Nernsta i in. Przykładowo na znaczenie hydratacji jako pierwszy zwrócił uwagę Kablukov (1891), inicjując rozwój teorii elektrolitów w kierunku wskazanym przez Mendelejewa (czyli jako pierwszy połączył teorię solwatacji Mendelejewa z teorią fizyczną Arrheniusa). . Solwatacja to proces interakcji elektrolitów

cząsteczki rozpuszczalnika, tworząc solwatowane związki złożone. Jeśli zatem rozpuszczalnikiem jest woda, proces oddziaływania elektrolitu z cząsteczkami wody nazywa się hydratacją, a kompleksy wodne nazywane są hydratami krystalicznymi.

Rozważmy przykład dysocjacji elektrolitów w stanie krystalicznym. Proces ten można przedstawić w dwóch etapach:

1. 1.zniszczenie sieci krystalicznej substancji DН 0 cr > 0, proces powstawania cząsteczek (endotermiczny)

2. 2. tworzenie solwatowanych cząsteczek, DН 0 solv< 0, процесс экзотермический

Powstałe ciepło rozpuszczania jest równe sumie ciepła dwóch etapów DH 0 dist = DH 0 cr + DH 0 solv i może być ujemne lub dodatnie. Na przykład energia sieci krystalicznej KCl = 170 kcal/mol.

Ciepło hydratacji jonów K+ = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, a uzyskana energia wynosi 165 kcal/mol.

Ciepło hydratacji częściowo pokrywa energię potrzebną do uwolnienia jonów z kryształu. Pozostałe 170 - 165 = 5 kcal/mol można pokryć energią ruchu termicznego, a rozpuszczaniu towarzyszy absorpcja ciepła z otoczenia. Hydraty lub solwaty ułatwiają proces dysocjacji endotermicznej, utrudniając rekombinację.

Ale tutaj mamy sytuację, w której występuje tylko jeden z dwóch wymienionych etapów:

1. rozpuszczanie gazów - nie ma pierwszego etapu zniszczenia sieci krystalicznej, pozostaje solwatacja egzotermiczna, dlatego rozpuszczanie gazów jest z reguły egzotermiczne.

2. po rozpuszczeniu krystalicznych hydratów nie następuje etap solwatacji, pozostaje jedynie endotermiczne zniszczenie sieci krystalicznej. Na przykład krystaliczny roztwór hydratu: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DН dist = DН cr = + 11,7 kJ/mol

Bezwodny roztwór soli: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (r) à CuSO 4 × 5H 2 O (r)

DN dist = DN solv + DN cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol

Bardzo słabo przewodzi prąd, ale jednak ma pewną mierzalną przewodność elektryczną, współ co tłumaczy się niewielką dysocjacją wody wodór i jony hydroksylowe:

H2O ⇄ H + OH’

Na podstawie przewodności elektrycznej czystej wody można obliczyć stężenie jonów wodorowych i jonów hydroksylowych w wodzie. Okazuje się, że jest równy 10 -7 G-i on /l.

Stosując prawo działania mas do dysocjacji wody, możemy napisać:

Przepiszmy to równanie w następujący sposób:

[OH'] = [H2O]K

Ponieważ wody jest bardzo mało, stężenie niezdysocjowanych cząsteczek H2O nie tylko w wodzie, ale także w dowolnym rozcieńczonym roztworze wodnym można uznać za wartość stałą. Dlatego zastępując [H 2 O] K nową stałą KH 2 O, będziemy mieli:

[H] [OH’] = DO H2O

Otrzymane równanie pokazuje, że dla wody i rozcieńczonych roztworów wodnych o stałej temperaturze iloczyn stężeń wodoru i jonów hydroksylowych ma wartość stałą. Stała ta nazywana jest produktem jonowym wody. Jego wartość liczbową można łatwo otrzymać wstawiając do ostatniego równania stężenia wodoru i jonów hydroksylowych

DO H2O = 10 -7 10 -7 = 10 -14

Roztwory, w których stężenie wodoru i stężenie jonów hydroksylowych są takie same i równe co 10 —7 g-ion/l nazywane są roztworami neutralnymi. W roztworach kwaśnych stężenie jonów wodorowych jest wyższe, w roztworach zasadowych stężenie jonów hydroksylowych jest wyższe. Jednak niezależnie od reakcji roztworu iloczyn stężeń jonów H i OH' musi pozostać stały.

Jeśli na przykład do czystej wody doda się taką ilość kwasu, że stężenie jonów wodorowych wzrośnie do 10 -3, stężenie jonów hydroksylowych będzie musiało spaść, tak aby produkt [H] [OH'] pozostał równy 10 - 14. Dlatego w tym roztworze stężenie jonów hydroksylowych będzie wynosić:

10 -14: 10 -3 = 10 -11

I odwrotnie, jeśli dodasz alkalia do wody i w ten sposób zwiększysz stężenie jonów hydroksylowych, na przykład do 10 -5, stężenie jonów wodorowych stanie się równe:

10 -14: 10 -5 = 10 -9

Czytasz artykuł na temat Dysocjacji wody

Niezwykle ważną rolę w procesach biologicznych odgrywa woda, będąca niezbędnym składnikiem (od 58 do 97%) wszystkich komórek i tkanek człowieka, zwierząt, roślin i organizmów prostych. to jest środowisko w którym zachodzą różnorodne procesy biochemiczne.

Woda ma dobrą zdolność rozpuszczania i powoduje dysocjację elektrolityczną wielu rozpuszczonych w niej substancji.

Proces dysocjacji wody według teorii Brønsteda przebiega według równania:

N 2 0+H 2 0 N 3 O + + ON - ; ΔНdis = +56,5 KJ/mol

Te. jedna cząsteczka wody oddaje, a druga dodaje proton, następuje autojonizacja wody:

N 2 0 N + + ON - - reakcja deprotonowania

N 2 0 + N + N 3 O + - reakcja protonowania

Stała dysocjacji wody w temperaturze 298°K, określona metodą przewodności elektrycznej, jest równa:

a(H +) - aktywność jonów H + (dla zwięzłości zamiast H3O + napisz H +);

a(OH -) - aktywność jonów OH -;

a(H 2 0) - aktywność wody;

Stopień dysocjacji wody jest bardzo mały, dlatego aktywność jonów wodorowych i wodorotlenkowych w czystej wodzie jest prawie równa ich stężeniom. Stężenie wody jest stałe i wynosi 55,6 mol.

(1000g: 18g/mol = 55,6 mol)

Podstawiając tę ​​wartość do wyrażenia na stałą dysocjacji Kd(H 2 0) i zamiast aktywności jonów wodorowych i wodorotlenkowych ich stężenia, otrzymujemy nowe wyrażenie:

K(H 2 0) = C (H +) × C (OH -) = 10 -14 mol 2 / l 2 w 298 K,

Dokładniej, K(H 2 0) = a(H +) × a(OH -) = 10 -14 mol 2 l 2 -

Nazywa się K(H 2 0). produkt jonowy wody lub stała autojonizacji.

W czystej wodzie lub dowolnym roztworze wodnym o stałej temperaturze iloczyn stężeń (aktywności) jonów wodorowych i wodorotlenkowych ma wartość stałą, zwaną iloczynem jonowym wody.

Stała K(H 2 0) zależy od temperatury. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta, ponieważ Proces dysocjacji wody jest endotermiczny. W czystej wodzie lub wodnych roztworach różnych substancji o aktywności 298K (stężenie) jony wodorowe i wodorotlenkowe będą:

a(H +)=a(OH -)=K(H 2 0) = 10 -14 =10 -7 mol/l.

W roztworach kwaśnych lub zasadowych stężenia te nie będą już sobie równe, ale będą się zmieniać koniugatu: gdy jedno z nich wzrośnie, drugie odpowiednio się zmniejszy i odwrotnie, na przykład

a(H +)=10 -4, a(OH -)=10 -10, ich iloczyn wynosi zawsze 10 -14

wartość PH

Jakościowo reakcja ośrodka wyraża się poprzez aktywność jonów wodorowych. W praktyce nie stosuje się tej wartości, lecz wskaźnik wodoru pH – wartość liczbową równą ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu aktywności (stężenia) jonów wodorowych, wyrażonej w mol/l.

pH= -lga(H + ),

i dla roztworów rozcieńczonych

pH= -IgC(H + ).

Do czystej wody i mediów neutralnych o temperaturze 298K pH=7; do roztworów o kwaśnym pH<7, а для щелочных рН>7.

Reakcję ośrodka można również scharakteryzować za pomocą indeksu hydroksylowego:

pOH= -lga(OH - )

lub w przybliżeniu

pOH= -IgWSPÓŁH - ).

Odpowiednio w środowisku neutralnym pH = pH = 7; w środowisku kwaśnym pOH>7 iw środowisku zasadowym pOH<7.

Jeśli weźmiemy ujemny logarytm dziesiętny z wyrażenia na iloczyn jonowy wody, otrzymamy:

pH + pH = 14.

Dlatego pH i pOH są również wielkościami sprzężonymi. Ich suma dla rozcieńczonych roztworów wodnych wynosi zawsze 14. Znając pH łatwo obliczyć pOH:

pH=14 – pH

i wzajemnie:

ROH= 14 - pH.

Roztwory rozróżnia się na kwasowość czynną, potencjalną (rezerwową) i całkowitą.

Aktywna kwasowość mierzy się aktywnością (stężeniem) jonów wodoru w roztworze i określa pH roztworu. W roztworach mocnych kwasów i zasad pH zależy od stężenia kwasu lub zasady oraz aktywności jonów H + i on - można obliczyć korzystając ze wzorów:

jakiś + ) = C(l/z kwas)×α każdy; pH= - log a(H + )

a(OH - )=C(l/z zasada)×α każdy; pH= - log a(OH - )

pH= - logC(l/z kwas) – dla bardzo rozcieńczonych roztworów mocnych kwasów

pOH= - logC(l/z zasada) - dla skrajnie rozcieńczonych roztworów zasad

Potencjalna kwasowość mierzona liczbą jonów wodoru związanych w cząsteczkach kwasu, tj. oznacza „rezerwę” niezdysocjowanych cząsteczek kwasu.

Całkowita kwasowość- suma aktywnej i potencjalnej kwasowości, która jest określana na podstawie analitycznego stężenia kwasu i ustalana przez miareczkowanie

Jedną z niesamowitych właściwości żywych organizmów jest kwas-zasada

homeostaza - stałość pH płynów biologicznych, tkanek i organizmów. W tabeli 1 przedstawiono wartości pH niektórych obiektów biologicznych.

Tabela 1

Z danych tabelarycznych wynika, że ​​pH różnych płynów w organizmie człowieka zmienia się w dość szerokim zakresie w zależności od lokalizacji. KREW, podobnie jak inne płyny biologiczne dąży do utrzymania stałej wartości pH, której wartości przedstawiono w tabeli 2

Tabela 2

Zmiany pH od wskazanych wartości zaledwie o 0,3 w kierunku wzrostu lub spadku prowadzą do zmiany w wymianie procesów enzymatycznych, co powoduje u człowieka silny stan bolesny. Zmiana pH o zaledwie 0,4 nie jest już kompatybilna z życiem. Naukowcy odkryli, że w regulacji równowagi kwasowo-zasadowej biorą udział następujące układy buforujące krew: hemoglobina, wodorowęglany, białka i fosforany. Udział każdego systemu w pojemności buforowej przedstawiono w tabeli 3.

Tabela 3

Wszystkie układy buforowe organizmu mają ten sam mechanizm działania, ponieważ Składają się ze słabego kwasu: węglowego, dihydrofosforowego (jon diwodorofosforanowy), białkowego, hemoglobiny (oksohemoglobina) oraz soli tych kwasów, głównie sodowych, które mają właściwości słabych zasad. Ponieważ jednak układ wodorowęglanów w organizmie nie ma sobie równych pod względem szybkości reakcji, rozważymy możliwość utrzymania stałego środowiska w organizmie za pomocą tego układu.

Dysocjacja wody. Indeks wodoru.

W Oda jest bardzo słabym elektrolitem. (Elektrolit to substancja, której roztwór lub stop przewodzi prąd elektryczny). Woda dysocjuje (rozpada się) na jony składowe:

H 2 O ↔ H + + OH -

Produkt jonowy wody K W = [H + ] · [OH - ] = 10 -14 = stała (stężenie molowe jonów mol/l jest zwyczajowo podawane w nawiasach kwadratowych). W praktyce do określenia środowiska wykorzystuje się wskaźnik wodorowy. Wykładnik wodoru ujemny logarytm dziesiętny stężenia molowego jonów wodorowych: pH= - log [H + ] i mieści się w zakresie 0<рН<14

Jony w roztworze

Środa

pH

[H + ] > [OH - ]

Kwaśny

pH< 7

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

Neutralny

pH = - log [H + ] = - log 10 -7 = - (- 7) = 7

[OH - ] > [H + ]

Alkaliczny

pH > 7

Gdzie

pH

Gdzie

pH

żołądek

Deszcz

5,5-6,5

jelita

8,5 - 9

Woda z kranu

6-6,5-7

skóra

5,5 -6

Woda morska

8-8,5

krew

7,35-7,45

Gleba

4-10

Hydroliza

Nazywa się oddziaływaniem jonów soli z jonami wody, które zmienia wartość pH hydroliza. Jest to reakcja odwracalna.

Jeżeli pH nie zmienia się po rozpuszczeniu soli (pozostaje pH = 7), to hydroliza nie zachodzi.

Obecność słabego jonu w soli powoduje hydrolizę - to słaby jon przyłącza do siebie przeciwnie naładowany jon wody, tworząc w ten sposób nowy cząstka (z ładunkiem lub bez), a pozostały jon wody organizuje ośrodek: H+ - kwaśny, OH - - zasadowy.

Silne elektrolity.

Silne kwasy

Mocne podstawy

HCl ↔ H + + Cl -

NaOH↔ Na + + OH −

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2−

KOH↔ K + + OH −

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Jeśli w tabeli nie ma cząstki, to tak będzie słaba cząstka (słaby jon).

Sól składa się z kationu (jonu dodatniego) i anionu (jonu ujemnego):

Ja + n KO - N (pozostałość kwasu)

Istnieją 4 możliwe kombinacje soli: 1. mocna + i mocna -

2. mocny + i słaby -

3. słaby + i mocny -

4.słaby + i słaby -

Rozważmy reakcje z następującymi zmianami jonów:

1. NaCl + H 2 O nie ma hydrolizy, ponieważ w soli nie ma słabych cząstek, a pH nie zmienia się (równe 7)

mocny + mocny

reakcja jest neutralna i ustępuje dysocjacja na jony: NaCl + H 2 O ↔ Na + + Cl − + H 2 O

2. hydroliza sody (techniczna)

Na2CO3 + H2O ↔

Silny + słaby

CO 3 2− + H + OH - ↔ H + CO 3 2− − + OH - środowisko zasadowe, pH>7, trzeba dalej pisać w formie molekularnej

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ Na + H + CO 3 2− O + Na + OH - O

3. Hydroliza siarczanu cynku

ZnSO4 + H2O ↔

Słaby + mocny

Zn +2 + H + OH - ↔ Zn +2 OH - + + H + środowisko kwaśne, pH<7, нужно далее написать в молекулярном виде

2 ZnSO 4 +2 H 2 O ↔ (Zn +2 OH - ) + 2 SO 4 2- O + H 2 + SO 4 2- O

4. Hydroliza węglanu glinu dobiega końca, ponieważ sól składa się z dwóch słabych cząstek.

Al 2 (С O 3 ) 3 + 6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 CO 3

Elektrochemia

Jeśli metalową płytkę zanurzymy w roztworze jej soli, to na granicy fazy stałej i ciekłej utworzy się podwójna warstwa elektryczna, której wartość szacuje się na podstawie wartości potencjału elektrody φ. Dla wielu metali potencjały elektrod wyznacza się za pomocą elektrody wodorowej, której potencjał przyjmuje się za zero φ=0. Dane dotyczące potencjału elektrod przedstawiono w Tabeli nr 3 Załącznika w Metodzie 4/23/2 „Program pracy i zadanie badania”.

Standardowe potencjały elektrod ( 0 )

niektóre metale (zakres napięć) przy 298K.

Reakcja połówkowa elektrody

Reakcja połówkowa elektrody

Li + (wodny) + 1 e - = Li (sol.)

3.045

Cd 2+ (aq) + 2 e - = Cd (sol)

0.403

Rb + (aq) + 1 e - = Rb (sol)

2.925

Co 2+ (aq) + 2e - = Co (sol)

0.277

K + (aq) + 1 e - = K (sol)

2.924

Ni 2+ (aq) + 2 e - = Ni (sol)

0.250

Cs + (wodny) + 1 e - = Cs (sol.)

2.923

Sn 2+ (aq) + 2 e - = Sn (sol)

0.136

Ba 2+ (aq) + 2 e - = Ba (sol)

2.905

Pb 2+ (wodny) + 2 e - = Pb (sol.)

0.126

Ca 2+ (aq) + 2 e - = Ca (sol)

2.866

Fe 3+ (wodny) + 3 e - = Fe (sol.)

0.037

Na + (wodny) + e - = Na (sol.)

2.714

2 H + (aq) + 2 e - = H 2 (g)

0.000

Mg 2+ (aq) + 2 e - = Mg (sol)

2.363

Sb 3+ (wodny) + 3 e - = Sb (sol.)

0.200

Al 3+ (wodny) + 3 e - = Al (sol.)

1.663

Bi 3+ (wodny) + 3 e - = Bi (sol.)

0.215

Ti 2+ (aq) + 2 e - = Ti (sol)

1.630

Cu 2+ (wodny) + 2 e - = C u (sol.)

0.337

Zr 4+ (wodny) + 4 e - = Zr (sol.)

1.539

Cu + (aq) + e - = Cu (sol)

0.520

Mn 2+ (wodny) + 2 e - = Mn (sol.)

1.179

Ag + (wodny) + e - = Ag (sol.)

0.799

V 2+ (aq.) + 2 e - = V (sol.)

1.175

Hg 2+ (aq) + 2 e - = Hg (l)

0.850

Cr 2+ (aq) + 2 e - = Cr (sol)

0.913

Pd 2+ (aq) + 2 e - = Pd (sol)

0,987

Zn 2+ (wodny) + 2 e - = Zn (sol.)

0.763

Pt 2+ (aq) + 2 e - = Pt (sol)

1,188

Cr 3+ (wodny) + 3 e - = Cr (sol.)

0.744

Au 3+ (wodny) + 3 e - = Au (sol.)

1,498

Fe 2+ (aq) + 2 e - = Fe (sol)

0.440

Au + (wodny) + e - = Au (sol.)

1,692

Potencjały elektrod ze znakiem minus odnoszą się do metali, które wypierają wodór z kwasów. W tytule tabeli „Potencjały elektrod standardowych” odpowiadają potencjałom określonym w warunkach standardowych: temperatura t =25 0 C (T = 298 K), ciśnienie P = 1 atm, stężenie roztworu, w którym zanurzona jest elektroda C = 1 mol/l. φ 0 --- ul. standardowy

Im niższy potencjał elektrody φ, tym bardziej aktywny jest metal i tym większy jest w nim środek redukujący.

Przykład . Który metal jest bardziej aktywny, cynk czy aluminium? Odpowiedź: Aluminium, ponieważ jego potencjał (zgodnie z tabelą nr 3) jest mniejszy niż cynku.

Elementy galwaniczne.

Ogniwo galwaniczne (GC) to urządzenie, w którym energia reakcji chemicznej jest bezpośrednio przekształcana w energię elektryczną. GE składa się z połączonych ze sobą elektrod metalowych zanurzonych w roztworach ich soli. Metalowe płytki są połączone za pomocą urządzenia wskazującego. Półogniwa połączone są w obwód elektryczny za pomocą rurki wypełnionej roztworem przewodzącym (tzw. mostek solny). Na ryc. 1. Pokazano schemat miedziano-cynkowego ogniwa galwanicznego (Jacobi-Daniel). − Zn / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu +

Cyn Cu

- +

ZnSO 4 CuSO 4

Ryż. 1. Schemat ogniwa galwanicznego: 1 - elektroda (Zn); 2- naczynie z roztworem ZnSO 4 ; 3 - most solny; 4- naczynie z roztworem CuSO 4; 5-elektroda (Ci).

Wartości potencjałów elektrod dla cynku i miedzi zapisujemy z tabeli nr 3:

 0 = 0,337 V  0 = −0,763 V

Cu 2+ / Cu 0 Zn 2+ / Zn 0

Rozważany jest metal o niższym potencjale elektrody anodę i utlenia się.

Widzimy, że potencjalna wartość cynku jest mniejsza niż miedzi, wnioskujemy, że cynk

anoda (służy jako elektroda ujemna) A Zn 0 - 2ē  Zn 2+

Za metal o wyższym potencjale elektrody uważa się metal o wyższym potencjale elektrody atom i on jest przywracany.

Reakcja na prawej elektrodzie dla miedzi, ponieważ jest to katoda (pełni funkcję elektrody dodatniej), odpowiada procesowi redukcji:

K Cu 2+ + 2ē  Cu 0

Ogniwa galwaniczne są reprezentowane przez następującą notację:

− Zn 0 / ZnSO 4 / / CuSO 4 / Cu 0 + lub w formie jonowej: – Zn 0 / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu 0

w którym linie pionowe symbolizują granicę roztworu metalu, a linia podwójna symbolizuje granicę pomiędzy roztworami elektrolitów.

Stanowisko GE ocenia się na podstawie wartości jego pola elektromagnetycznego (najwyższego napięcia, jakie może wytworzyć GE). Pole elektromagnetyczne ogniwa galwanicznego jest różnicą potencjałów elektrody utleniacza i reduktora, to znaczy jest równe różnicy potencjałów elektrody katody i anody.

E =  K 0 −  A 0 (1) Teoria E =  K obliczona −  A obliczona

Potencjał elektrody metalu zależy od stężenia jego jonów w roztworze.

Zależność tę wyraża równanie Nernsta:

gdzie  - standardowy potencjał metalu, R - uniwersalna stała gazowa, T - temperatura bezwzględna, n - liczba pracujące elektrony , przechodząc od anody do katody, F - liczba Faradaya 1 F = 96500 C, C - stężenie jonów metali.

Jeżeli w powyższym równaniu stałe R i F zastąpimy ich wartościami liczbowymi, a logarytm naturalny wartością dziesiętną, wówczas przyjmie ono postać:

Jeżeli stężenia roztworów na elektrodach nie są takie same, to najpierw oblicz nowe wartości potencjałów dla katody i anody, skorygowane o stężenie zgodnie z równaniem Nernsta, a następnie podstaw je do równania (1).

Koncentracyjne ogniwo galwaniczne (CGE)składa się z dwóch płytek tego samego metalu zanurzonych w roztworach jego soli, które różnią się jedynie stężeniem. − Zn 0 / Zn 2+ / / Zn 2+ / Zn 0 +

Zn Zn

- +

ZnSO 4 Zn SO 4

C 1 C 2 Ryż. 2. Schemat ogniwa galwanicznego: 1,5 - elektrody (Zn); 2, 4 - naczynia z roztworem ZnSO 4 ; 3 - most solny.

Elektroda zanurzona w roztworzeniższe stężenie uważany za anodę.

Powiedzmy C1< С 2 , wówczas lewa elektroda 1 jest anodą, a prawa elektroda 2 będzie katodą. CGE działa do momentu wyrównania się stężeń C. 1 = C 2.

Korozja metalu

Jest to niszczenie (utlenianie) metali pod wpływem środowiska.

Polaryzacja spowalnianie korozji na skutek tworzenia się na powierzchni metalu: 1) cienkiego, niewidocznego dla oka filmu, który uniemożliwia dalsze wnikanie środka utleniającego; Mam taki film Al, Ti, Zn, Sn, Pb, Mn, Cd, Tl.

2) gruba warstwa produktów korozji (widoczna), która utrudnia podejście do samego metalu. W tym przypadku stopień polaryzacji zależy od porowatości tej warstwy. Na przykład zielona patyna na miedzi ma skład ( CuOH)2CO3 a jego porowatość jest mniejsza niż żelaza (produktem jest rdza Fe2O3nH2O ), dlatego patyna chroni miedź lepiej niż rdza chroni żelazo.

Depolaryzacja przyspieszenie korozji. Jest wodór i tlen.

1) Depolaryzacja wodoruwystępuje w środowisku kwaśnym (rozcieńczone kwasy HCl, H2SO4, HNO3 itp.). Podczas korozji elektrochemicznej, ponieważ do wielu metali wprowadzane są dodatki metali stopowych, a w wyniku różnic potencjałów powstają ogniwa mikrogalwaniczne, na katodzie przywracane jest środowisko, to znaczy wodór jest redukowany z kwasu:

K 2Н + + 2ē  Н 0 2,

i na anodzie A utlenianie metali.

2) Depolaryzacja tlenuwystępuje w środowiskach obojętnych i lekko zasadowych (rozważamy korozję atmosferyczną)

K 2H 2 O + + O 2 + 4ē  4OH − ,

A Fe 0 - 2ē  Fe 2+ utlenianie żelaza do Fe2+ na początku korozji, dopiero potem z biegiem czasu następuje utlenianie Fe3+.

Produkt korozji Fe (OH) 2 + O 2 → Fe (OH) 3 lub Fe 2 O 3 · nH 2 O żyto brunatne.

WNIOSEK: korozja (utlenianie) metalu jest zawsze procesem anodowym, a ośrodek regeneruje się na katodzie.

Wiele stężonych kwasów pasywować (blok, znacznie zmniejsza szybkość korozji) wiele metali. W ten sposób stężony kwas siarkowy pasywuje żelazo: na powierzchni tworzy się gęsty, cienki film FeSO4 , co zapobiega wnikaniu kwasu siarkowego.

Wpływ wartości pH na szybkość korozji.

Wykres 1 dla metali Al, Zn, Sn, Pb . Metale te są stabilne w środowisku obojętnym ze względu na amfoteryczność (w układzie okresowym stoją pomiędzy prawdziwymi metalami i niemetalami), a produkty korozji reagują zarówno z kwasami, jak i zasadami. Tym samym konieczne jest przygotowanie wody do pracy z aluminiowymi wymiennikami ciepła (poprawka: Glin stabilny przy pH=7; Pb przy pH=8; sen przy pH=9; charakter krzywej jest taki sam).

prędkość V KOR

korozja

V KOR

| |

0 7 pH 0 7 pH

Wykres 1. Wykres 2.

Wykres 2 przedstawia krzywą dla gruczoł: jest stabilny w środowiskach silnie zasadowych.

Metody ochrony metali przed korozją.

  1. Stopowaniemetale wprowadzenie dodatków metalicznych do metalu nieszlachetnego w celu uzyskania nowych właściwości: a) zwiększenie twardości szyn, kółMn, W, Zn, Kr, Ponitp.; b) podwyższona odporność na korozję różnych gatunków stali nierdzewnej; c) pojawienie się plastyczności i miękkości; d) właściwości ferromagnetyczne.
  2. Wstępinhibitory korozjisubstancje redukujące agresję środowiska: absorbery tlenu w roztworzeNie2 WIĘC3 ; moderatory katodowe tworzą warstwę na metalu (chromiany, dwuchromianyK2 Kr2 O7 , azotyny itp.); W środowiskach kwaśnych stosuje się związki organiczne (katapinę).
  3. Powłoki niemetaliczne: lakiery, farby, smary, woski, pasty, polimery, gumy, twarda guma. Zabezpieczenie gumą i ebonitem nazywa się gumowaniem.
  4. Ochrona elektrochemiczna: A)powłoki metalowe; b) zabezpieczenie bieżnika; c) ochrona katodowa.
  5. Zabezpieczenie przed prądem błądzącym: Uważa się, że 50% korozji w transporcie kolejowym powstaje na skutek prądów błądzących, które wpływają na wszystkie części taboru oraz elementy znajdujące się w podłożu. Ideą ochrony jest skierowanie części prądów poprzez prowadnice w ziemi, które połączone są z diodą, która organizuje przepływ prądu w jednym kierunku (ssanie).
  6. Obrona odkorozja mikrobiologiczna: lakiery i farby na bazie polimerów, wymiana powietrza, warunki temperaturowe nie wyższe niż 200 C i wilgotność nie większą niż 80%, konserwanty wykorzystujące inhibitory, ochrona protektorowa i katodowa.

Ochrona bieżnika:I- Stalowa konstrukcja,Ochrona katodowa:I- rura powlekana,

2-ochraniacz, 3- wypełniacz, 4- elektryczne 2- przewody łączące, 3- źródło

kontakt z konstrukcją, 5 sterowania DC, 4 anody.

terminal pomiarowy (IPZPrąd ochronny Mechanizm: elektroliza

ochrona). Mechanizm: GE

Nanadepnąć(anodowe) zabezpieczenie elektrochemiczne, do zabezpieczanej konstrukcji metalowej przymocowany jest ochraniacz - metal za pomocąbardziej ujemna wartość potencjału elektrody. Aktywność metalu wybranego jako zabezpieczenie można ocenić na podstawie promienia działania ochraniacza, tj. odległość, na jaką rozciąga się działanie wybranego metalu. Do ochrony bieżnika stali najczęściej stosuje się cynk, a także aluminium, kadm i magnez. Promień zabezpieczenia bieżnika wynosi około 50 m.

Przy zabezpieczaniu kabli, rurociągów i innych konstrukcji znajdujących się w ziemi montuje się ochraniacze cynkowe w składzie wypełniacza: 25% CaSO4 2H2 Och, 28% Na2 WIĘC4 · 10 N2 Och, 50% gliny. Ochraniacze do montażu w gruncie wykonywane są najczęściej w formie cylindrów. Na styk z przewodem łączącym, który jest zwykle lutowany, ochraniacz posiada rdzeń ze stali ocynkowanej.

Szybkość korozji przy zabezpieczeniu anodowym można zmniejszyć do wartości minimalnej odpowiadającej pełnemu prądowi polaryzacji, ale nigdy nie zmniejsza się do zera, jak w przypadku ochrony katodowej.

KatodaOchrona elektrochemiczna stosowana jest do ochrony wyrobów metalowych znajdujących się w gruncie. Odbywa się to poprzez podłączenie konstrukcji metalowych do bieguna ujemnego zewnętrznego źródła prądu stałego. Z ochroną katodowąJako elektrodę pomocniczą (anodę) stosuje się materiały nierozpuszczalne (grafit, węgiel) lub rozpuszczający się złom (szyny, stare rury), które należy okresowo wymieniać. W przypadku zwalczania korozji podziemnej, biegun dodatni zewnętrznego źródła prądu jest uziemiony. Zasięg ochrony katodowej wynosi około 2 km.

Zabezpieczenie przed prądem błądzącym: Ipodstacja prostownikowa, 2- sieć trakcyjna, 3- szyny, 4- grunt, 5- prąd błądzący, 6- rurociąg, 7- dioda, 8- zworka metalowa.

Aby chronić podziemne konstrukcje metalowe przed zniszczeniem przez prądy błądzące, stosuje się jezabezpieczenie odpływu prądu elektrycznego. Odbywa się to poprzez połączenie odcinka anodowego konstrukcji podziemnej (rury) metalowym przewodnikiem ze źródłem prądów błądzących, na przykład szyną. Prąd przepływa przez metalowy przewodnik, w wyniku czego eliminowana jest różnica potencjałów masa-szyna, a tym samym niebezpieczeństwo korozji. Ponieważ prąd w zelektryfikowanych kolejach często zmienia kierunek, w celu zwiększenia niezawodności ochrony stosuje się spolaryzowany drenaż elektryczny. W tym celu w metalowych złączach znajduje się prostownik, na przykład dioda krzemowa lub germanowa, który zapewnia przepływ prądu tylko w pożądanym kierunku.

ELEKTROLIZA

Jest to przemiana substancji pod wpływem prądu elektrycznego. Jednocześnie dalejkatodasą przywracanecząstki dodatnie (kationy)i dalejanodautleniaćcząstki ujemne (aniony).

Stosowany w elektrolizierozpuszczalny(metalowe) inierozpuszczalny(węgiel)elektrody.Rozpuszczalność elektrody jest ważna tylko w procesie anodowym. Domyślnie stosowane są elektrody węglowe.

Pierwsze prawo Faradaya.

Podczas przepuszczania pewnej ilości prądu przez roztwór lub stopioną substancję 1F= 96500 C, na katodzie i anodzie uwalnia się jeden równoważnik produktów elektrolizy.

Drugie prawo Faradaya.

Masa lub objętość produktu elektrolizy zależy bezpośrednio od natężenia prądu, czasu przepływu prądu i charakteru produktu elektrolizy.

I,

GdzieI – obecna siła, A;T – czas, s; miszturchać – równoważnik masy, G;miVszturchać – równoważnik objętościowy, l.Wyjście prądowe

Elektroliza charakteryzuje się wysokimi wartościami wydajności prądowej: 97-99%.

Elektrolizę wykorzystuje się do produkcji substancji o wysokiej czystości, metali, do powlekania, galwanizacji, elektroformowania, rozdzielania mieszanin substancji, do elektrokoagulacji, do produkcji wodoru jako paliwa alternatywnego, w katodowej ochronie antykorozyjnej itp.

Zasady zapisywania równań elektrolizy roztworów wodnych.

  1. Redukcja kationów na katodzie.

a) Jeżeli sól metaliczna znajduje się w „szeregu napięcia” doGlinwłącznie, następnie wodór jest redukowany z wody na katodzie, a metal pozostaje w roztworze:

DO2H+ + 2ē → N0 2

B) Jeśli sól metaliczna znajduje się w „szeregu napięcia” odTido H włącznie, wówczas na katodzie redukowany jest zarówno wodór z wody, jak i metal:

DO2H+ + 2ē → N0 2 IKr3+ + 3ē →Kr0

V)Jeżeli sól metaliczna znajduje się w „szeregu napięcia” po wodorze, wówczas na katodzie następuje redukcja jednego metalu:

DOAg+ + 1 ē → Ag0

  1. Utlenianie anionów na anodzie

A)do elektrod nierozpuszczalnych (węglowych).:

S2- ,I- , br - ,Kl- OH- ,NIE3 - ,WIĘC4 2- , PO4 3-

wzrastająca trudność utleniania anionów.

B)do elektrod rozpuszczalnych (metalowych).:

aniony soli pozostają w roztworze irozpuszczalny metalowy materiał anody utlenia się.

STRONA 7


kation+

anion −

Jonowy produkt wody to iloczyn stężeń jonów wodorowych H+ i jonów wodorotlenkowych OH? w wodzie lub w roztworach wodnych, stała autoprotolizy wody. Wyświetlanie wartości iloczynu jonowego wody

Woda, mimo że jest słabym elektrolitem, w niewielkim stopniu dysocjuje:

H2O + H2O - H3O+ + OH? lub H2O - H+ + OH?

Równowaga tej reakcji jest silnie przesunięta w lewo. Stałą dysocjacji wody można obliczyć ze wzoru:

Stężenie jonów hydroniowych (protonów);

stężenie jonów wodorotlenkowych;

Stężenie wody (w postaci molekularnej) w wodzie;

Stężenie wody w wodzie, biorąc pod uwagę jej niski stopień dysocjacji, jest praktycznie stałe i wynosi (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

W temperaturze 25 ° C stała dysocjacji wody wynosi 1,8 × 10 × 16 mol/l. Równanie (1) można zapisać w następujący sposób: Oznaczmy iloczyn K· = Kw = 1,8×10·16 mol/l · 55,56 mol/l = 10·14mol/l = · (w 25°C).

Stała Kw, równa iloczynowi stężeń protonów i jonów wodorotlenkowych, nazywana jest iloczynem jonowym wody. Jest stała nie tylko dla czystej wody, ale także dla rozcieńczonych wodnych roztworów substancji. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta dysocjacja wody, dlatego wzrasta również Kw; wraz ze spadkiem temperatury i odwrotnie. Praktyczne znaczenie produktu jonowego wody

Praktyczne znaczenie produktu jonowego wody jest ogromne, ponieważ pozwala przy znanej kwasowości (zasadowości) dowolnego roztworu (to znaczy przy znanym stężeniu lub ) znaleźć odpowiednie stężenie lub . Chociaż w większości przypadków dla wygody prezentacji nie stosuje się wartości bezwzględnych stężeń, ale ich logarytmy dziesiętne przyjmowane z przeciwnym znakiem - odpowiednio wskaźnik wodorowy (pH) i wskaźnik hydroksylowy (pOH).

Ponieważ Kb jest stałą, po dodaniu kwasu (jony H+) do roztworu stężenie jonów wodorotlenkowych OH? spadnie i odwrotnie. W neutralnym środowisku = = mol/l. Przy stężeniu > 10–7 mol/l (odpowiednio stężenie< 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации >10–7 mol/l (odpowiednio stężenie< 10?7 моль/л) -- щелочной.

Dysocjacja elektrolityczna wody. wartość PH

Woda jest słabym amfoterycznym elektrolitem:

H2O H+ + OH- lub dokładniej: 2H2O H3O+ + OH-

Stała dysocjacji wody w temperaturze 25°C jest równa: Wartość tej stałej odpowiada dysocjacji jednej ze stu milionów cząsteczek wody, zatem stężenie wody można uznać za stałe i równe 55,55 mol/l (gęstość wody 1000 g/l, masa 1 litra 1000 g, ilość substancji wodnej 1000 g: 18 g/mol=55,55 mol, C=55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Następnie

Wartość ta jest stała w danej temperaturze (25°C), nazywana jest iloczynem jonowym wody KW:

Dysocjacja wody jest procesem endotermicznym, dlatego wraz ze wzrostem temperatury, zgodnie z zasadą Le Chateliera, dysocjacja nasila się, produkt jonowy wzrasta i osiąga wartość 10-13 w temperaturze 100°C.

W czystej wodzie o temperaturze 25°C stężenia jonów wodorowych i hydroksylowych są równe:

10-7 mol/l Roztwory, w których stężenia wodoru i jonów hydroksylowych są równe, nazywane są obojętnymi. Jeśli do czystej wody doda się kwas, stężenie jonów wodorowych wzrośnie i będzie większe niż 10-7 mol/l, środowisko stanie się kwaśne, a stężenie jonów hydroksylowych natychmiast się zmieni, tak że produkt jonowy wody zatrzyma się jego wartość wynosi 10-14. To samo stanie się, gdy dodasz alkalia do czystej wody. Stężenia wodoru i jonów hydroksylowych są ze sobą powiązane poprzez iloczyn jonowy, dlatego znając stężenie jednego z jonów, łatwo jest obliczyć stężenie drugiego. Na przykład, jeśli = 10-3 mol/l, to = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, lub jeśli = 10-2 mol/l, to = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Zatem stężenie jonów wodorowych lub hydroksylowych może służyć jako ilościowa charakterystyka kwasowości lub zasadowości ośrodka.

W praktyce nie stosuje się w nich stężeń jonów wodorowych czy hydroksylowych, lecz wskaźniki pH wodoru lub hydroksylu pOH.Wskaźnik pH wodoru jest równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu stężenia jonów wodorowych:

Indeks hydroksylowy pOH jest równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu stężenia jonów hydroksylowych:

pOH = - log

Łatwo to wykazać, biorąc logarytm iloczynu jonowego wody

pH + pH = 14

Jeśli pH środowiska wynosi 7, środowisko jest obojętne, jeśli jest mniejsze niż 7, jest kwaśne, a im niższe pH, tym wyższe stężenie jonów wodorowych. Wartość pH większa niż 7 oznacza, że ​​środowisko jest zasadowe; im wyższe pH, tym wyższe stężenie jonów hydroksylowych. Czysta woda bardzo słabo przewodzi prąd, ale nadal ma mierzalną przewodność elektryczną, co tłumaczy się niewielką dysocjacją wody na jony wodorowe i jony wodorotlenkowe. Na podstawie przewodności elektrycznej czystej wody można określić stężenie jonów wodorowych i wodorotlenkowych w wodzie.

Ponieważ stopień dysocjacji wody jest bardzo mały, stężenie niezdysocjowanych cząsteczek w wodzie jest praktycznie równe całkowitemu stężeniu wody, dlatego z wyrażenia na stałą dysocjacji wody wynika, że ​​dla wody i rozcieńczonej wody roztworów w stałej temperaturze, iloczyn stężeń jonów wodorowych i jonów wodorotlenkowych jest wartością stałą. Stała ta nazywana jest produktem jonowym wody.

Roztwory, w których stężenia jonów wodorowych i wodorotlenkowych są takie same, nazywane są obojętnymi. Roztwory kwaśne zawierają więcej jonów wodorowych, natomiast roztwory zasadowe zawierają więcej jonów wodorotlenkowych. Ale iloczyn ich stężeń jest zawsze stały. Oznacza to, że jeśli znane jest stężenie jonów wodorowych w roztworze wodnym, to wyznacza się również stężenie jonów wodorotlenkowych. Dlatego zarówno stopień kwasowości, jak i stopień zasadowości roztworu można scharakteryzować ilościowo na podstawie stężenia jonów wodorowych:

Kwasowość lub zasadowość roztworu można wyrazić w wygodniejszy sposób: zamiast stężenia jonów wodorowych należy wskazać jego logarytm dziesiętny, wzięty z przeciwnym znakiem. Ostatnia wartość nazywana jest indeksem wodorowym i oznaczana jest jako pH:. Z tego jasno wynika, że ​​​​w roztworze obojętnym pH = 7; w roztworach kwaśnych pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, a im więcej, tym większa zasadowość roztworu.

Istnieją różne metody pomiaru pH. Przybliżoną reakcję roztworu można określić za pomocą specjalnych reaktorów zwanych wskaźnikami, których kolor zmienia się w zależności od stężenia jonów wodorowych. Najczęściej spotykane to oranż metylowy, czerwień metylowa, fenoloftaleina i lakmus.