 |
|
|
Архитектура Астрономия Аудит Биология Ботаника Бухгалтерский учёт Войное дело Генетика География Геология Дизайн Искусство История Кино Кулинария Культура Литература Математика Медицина Металлургия Мифология Музыка Психология Религия Спорт Строительство Техника Транспорт Туризм Усадьба Физика Фотография Химия Экология Электричество Электроника Энергетика |
Ионизация воды. pH и pOH
Точные измерения электропроводности показывают, что вода слегка ионизована. H2O = H+ + OH− KС = [H+] · [OH−] / [H2O]. (4.13) При практически постоянной концентрации недиссоциированной воды [H2O] ≈55,5 моль/л при температуре 25о С из (4.13) следует соотношение, называемое ионным произведением воды: KС [H2O] ≡ Kw=[H+]·[OH−] =1·10-14 , (4.13') где Kw - константа ионизации воды. При условии электронейтральности: [H+] = [OH−] = 1 · 10-7 моль/л. Ионное произведение воды применимо к более сложным системам разбавленных водных растворов кислот, оснований и солей. Сложные задачи совместных химических равновесий подвластны только компьютеру. Мы же рассмотрим самые простые примеры: 1) [HCl]=0,01 М → [H+]·[OH−] = 1·10-14; [OH-] = 1·10-14/1·10-2 =10-12 М [H+] = [OH−] + [Cl−] ≈ [Cl−] = 0,01М [Cl−] ≈ 0,01 М (α → 1). 2) [Ca(OH)2] = 0,01 М → [Ca2+] = 0,01М (α → 1) [OH−] = 0,02 М [H+] = 10-14 /0,02 = 0,5 · 10-12 М. Для удобства содержание ионов водорода и гидроксида принято характеризовать водородным показателем и аналогичным показателем гидроксид ионов. pH = - lg [H+]; pOH = - lg[OH−]
10-7
 0 2 4 6 8 10 12 14 рН
Индикаторы – это слабые кислоты или основания, например: H In = H+ + In− KHIn = [H+] [In−] / [H In] В кислом р-ре ↔ в щелочном р-ре (один цвет) (другой цвет) При изменении [H+] в 100 раз, в соответствии с уравнением диссициации в 100 раз, т.е. от 1/10 до 10/1 меняется отношение концентраций [In−] / [H In], имеющего разные цвета аниона In− в диссоциированной и недиссоциированной формах. Задача. Найти константу ионизации Ка цианистоводородной кислоты HCN, если pH = 5,2 при [HCN]0 =0,04 М. [H+] =10-pH = 10-5,2 = 6,3 ·10-6 Ка = [H+] [CN−]/[HCN] = [H+]([H+]-[OH−])/([HCN]0-[H+]) = (6,3·10-6)2/ 0,04 =1·10-9.
Влияние общих ионов (1) CH3(CO)OH ← H+ + CH3(CO)O− , K1= 1,8 · 10-5. При С=0,1 М ξ = [H+] = (K1С)1/2 = 1,3·10-3 М = [CH3(CO)O−] (2) HCl → H+ + Cl− Допустим, что концентрация добавленной соляной кислоты тоже равна 0,1М. При её практически полной диссоциации [H+] = 0,1 М концентрация ацетат-ионов, выраженная из уравнения диссоциации [CH3(CO)O−] = К1 [CH3(CO)OH] / [H+] = 1,8·10-5 · 0,1 / 0,1 = 1,8 · 10-5М , уменьшилась почти в 100 раз. Общий ион Н+ добавляемой соляной кислоты подавляет ионизацию уксусной кислоты. Буферные растворы. Особый случай влияния одинаковых ионов - так называемые буферные растворы(БР), образованные слабой кислотой и ее солью HA + KA (общий анион А) или слабым основанием и его солью KOH + KA (общий катион К): При достаточно большом резерве ионных и молекулярных частиц такая система обладает способностью поддерживать почти постоянные значения рН при добавлении в нее сильной кислоты или сильного основания.
С учетом пренебрежимо малой диссоциации HA и практически полной диссоциации NaA из условия электронейтральности: [A−] = [H+] + [Na+] ≈ [NaA] = 0,1М, поэтому в исходном буферном растворе [H+] = [HA] Ka / [A−] ≈ Ka = 1,8·10-5 М, pH = 4,74. Добавление 0,05 М сильной кислоты, например, HCl приводит к тому, что имеющийся там резерв (сильного основания (см. раздел 4.8)) обусловливает нейтрализацию большей части вновь появившихся ионов Н+. Оставшаяся часть ацетат-ионов несколько уменьшает Н+ подавляя диссоциацию уксусной кислоты CH3(CO)OH ↔ H+ + CH3(CO)O-. [H+] = [HA] Ka / [A−] = (0,1 + 0,05 - [HA]) Ka / (0,05 + [H+]) = 0,15 · 1,8·10-5 / 0,05 = 5,4· 10-5 М, pH = 4,27. Δ(pH) = 4,27 – 4,74 = -0,47 Уменьшение рН незначительно по сравнению с его падением при переходе от воды к раствору [HCl] = 0,05М той же концентрации: Δ(pH) =- (lg(0,05)) -7 = 1,3 – 7 = -5,7. Аналогичным образом может быть количественно охарактеризовано небольшое изменение рН при добавлении к БР сильного основания. Однако и в том и в другом случае добавление не должно превышать имеющиеся количества соответствующих ионов. Таблица4.2. Примеры систем со стабилизированными значениями рН.
Буферные растворы играют жизненно важную роль, поддерживая приблизительно постоянное значение рН во многих биохимических реакциях. БР широко используются в аналитической химии и на производстве, когда осаждение, разделение, экстракция, ионный обмен и др. процессы возможны лишь в определенных пределах рН растворов. Кислоты и основания По протонной теории (классификации) Бренстеда – Лаурикислота – донор протона, а основание – акцептор протона. При этом кислота, теряя протон, превращается в сопряженноеей основание. Аналогичным образом основание, присоединяя протон, становится кислотой, сопряженной основанию.
(б) Основание2 + Н+ = Кислота2 пара К-та1 + Осн-е2 =Осн-е1 + К-та2 Процесс нейтрализации – это реакция, в которой основания соревнуются за обладание протонами или реакция взаимного превращения более сильных кислот и оснований в суммарно более слабые, т.е. менее диссоциируемые соединения. Рассмотрим количественный аспект протонной теории кислот и оснований. Напомним, что активность ai = γi mi = fi·[Ai].
(б) (H2O + H+ = H3O+) − растворителю H2O, как слабому основанию HA + H2O = A− + H3O+ соответствует сильная кислота H3O+.
(а) B + H+ = BH+ (б) (H2O = H+ + OH−) − вода (растворитель) играет роль слабой кислоты. B + H2O = BH+ + OH- Kb = aBH+ ·aOH− / aB . Для реакции, обратной (а) уравнение диссоциации кислоты ВН+, сопряженной основанию В имеет вид: ВН+ = H+ + В Ка = аВ аН+/ aBH+. Произведение Кb · Ка = aH+ ∙ ·aOH− = KW = 1,008 · 10-14 (рКW = 14,0).
Поиск по сайту: |
100 10-2 10-4 10-6 10-8 10-10 10-12 10-14 [H+], моль/л
(а) 
(а)