Kādi joni veidojas ūdens disociācijas laikā. Ūdens elektrolītiskā disociācija

20.12.2023 | Skolas bērni

Tīrs ūdens, lai gan slikti (salīdzinājumā ar elektrolītu šķīdumiem), var vadīt elektrisko strāvu. To izraisa ūdens molekulas spēja sadalīties (disociēt) divos jonos, kas ir elektriskās strāvas vadītāji tīrā ūdenī (tālāk disociācija nozīmē elektrolītisko disociāciju - sadalīšanos jonos):

H 2 O ↔ H + + OH -

No aptuveni 556 000 000 nedisociētu ūdens molekulu tikai 1 molekula disociējas, bet tas ir 60 000 000 000 disociētu molekulu 1 mm3. Disociācija ir atgriezeniska, tas ir, H + un OH - joni var atkal veidot ūdens molekulu. Galu galā tas nāk dinamisks līdzsvars, kurā sabrukušo molekulu skaits ir vienāds ar izveidoto H + un OH - jonu skaitu. Citiem vārdiem sakot, abu procesu ātrums būs vienāds. Mūsu gadījumā ķīmiskās reakcijas ātruma vienādojumu var uzrakstīt šādi:

υ 1 = κ 1 (ūdens disociācijai)

υ 2 = κ 2 (apgrieztajam procesam)

Kur υ - reakcijas ātrums; κ - reakcijas ātruma konstante (atkarībā no reaģentu īpašībām un temperatūras); , Un - koncentrācija (mol/l).

Līdzsvara stāvoklī υ 1 = υ 2, tātad:

κ 1 = κ 2

Izdarīsim vienkāršu matemātiku un iegūsim:

κ 1 / κ 2 = /

κ 1 / κ 2 = K

K- līdzsvara konstante, un mūsu gadījumā, disociācijas konstante, kas ir atkarīga no vielu temperatūras un rakstura, un nav atkarīga no koncentrācijām (kā arī κ 1 un κ 2). Kūdenim 1,8 10 -16 25 °C temperatūrā (atskaites vērtība).

Tā kā disociēto molekulu skaits ir ļoti mazs, koncentrācija var uzskatīt par vienādu ar kopējo ūdens koncentrāciju un kopējo ūdens koncentrāciju atšķaidītos šķīdumos kā nemainīgu vērtību: =1000(g/l)/18(g/mol)=55,6 mol/l.

Nomaiņa κ 1 / κ 2 ieslēgts K un izmantojot vērtību , mēs nosakām, ar ko ir vienāds koncentrāciju reizinājums Un ko sauc - jonu ūdens produkts:

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

Tā kā noteiktā temperatūrā ūdens jonu produkta aprēķināšanā izmantotie daudzumi ( K, ) ir nemainīgas, ūdens jonu produkta vērtība tikai visu laiku viens un tas pats. Un tā kā ūdens molekulas disociācija rada tādu pašu jonu skaitu Un , izrādās, ka tīram ūdenim koncentrācija Un būs vienādi 10 -7 mol/l. No ūdens jonu produkta noturības izriet, ka, ja H + jonu skaits kļūst lielāks, tad HO - jonu skaits kļūst mazāks. Piemēram, ja tīram ūdenim pievieno spēcīgu skābi HCl, tas kā spēcīgs elektrolīts pilnībā sadalīsies H + un Cl -, kā rezultātā strauji palielināsies H + jonu koncentrācija, un tas novedīs pie procesa ātruma palielināšanās, kas ir pretēja disociācijai, jo tas ir atkarīgs no jonu H+ un OH- koncentrācijas:

υ 2 = κ 2

Paātrinātā procesa laikā, kas ir pretējs disociācijai, HO - jonu koncentrācija samazināsies līdz jaunajam līdzsvaram atbilstošai vērtībai, pie kuras to būs tik maz, ka ūdens disociācijas un apgrieztā procesa ātrumi atkal būs vienādi. Ja iegūtā HCl šķīduma koncentrācija ir 0,1 mol/l, tad līdzsvara koncentrācija būs vienāds ar:

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

Pievienojot stipro bāzes NaOH, nobīde būs uz H + koncentrācijas samazināšanos.

Tīrs ūdens ir ļoti vājš elektrības vadītājs, taču tam joprojām ir izmērāma elektrovadītspēja, kas izskaidrojams ar nelielu ūdens disociāciju ūdeņraža jonos un hidroksīda jonos:

Pamatojoties uz tīra ūdens elektrovadītspēju, var aprēķināt ūdeņraža un hidroksīda jonu koncentrāciju ūdenī. Pie tas ir vienāds ar mol/l.

Uzrakstīsim izteiksmi ūdens disociācijas konstantei:

Pārrakstīsim šo vienādojumu šādi:

Tā kā ūdens disociācijas pakāpe ir ļoti maza, tad nedisociēto molekulu koncentrācija ūdenī ir gandrīz vienāda ar kopējo ūdens koncentrāciju, t.i., 55,55 mol/l (1 litrā ir 1000 g ūdens, t.i. mol). Atšķaidītos ūdens šķīdumos zoda koncentrāciju var uzskatīt par vienādu. Tāpēc, aizstājot reizinājumu pēdējā vienādojumā ar jaunu konstanti, mums būs:

Iegūtais vienādojums parāda, ka ūdenim un atšķaidītiem ūdens šķīdumiem nemainīgā temperatūrā ūdeņraža jonu un hidroksīda jonu koncentrāta reizinājums ir nemainīga vērtība. Šo konstanto vērtību sauc par ūdens jonu produktu. Tā skaitlisko vērtību var viegli iegūt, pēdējā vienādojumā aizstājot ūdeņraža un hidroksīda jonu koncentrācijas. Tīrā ūdenī mol/l. Tāpēc norādītajai temperatūrai:

Šķīdumus, kuros ūdeņraža jonu un hidroksīda jonu koncentrācija ir vienāda, sauc par neitrāliem šķīdumiem. Pie , kā jau minēts, neitrālos šķīdumos gan ūdeņraža jonu, gan hidroksīda jonu koncentrācija ir vienāda ar mol/l. Skābos šķīdumos ir lielāka ūdeņraža jonu koncentrācija, sārmainos šķīdumos ir lielāka hidroksīda jonu koncentrācija. Bet neatkarīgi no šķīduma reakcijas ūdeņraža jonu un hidroksīda jonu koncentrācijas reizinājums paliek nemainīgs.

Ja, piemēram, tīram ūdenim pievieno tik daudz skābes, lai ūdeņraža jonu koncentrācija palielinātos līdz mol/l, tad hidroksīda jonu koncentrācija samazināsies, lai produkts paliktu vienāds. Tāpēc šajā šķīdumā hidroksīda jonu koncentrācija būs:

Gluži pretēji, pievienojot ūdenim sārmu un tādējādi palielinot hidroksīda jonu koncentrāciju, piemēram, līdz mol/l, tad ūdeņraža jonu koncentrācija būs:

Šie piemēri parāda, ka, ja ir zināma ūdeņraža jonu koncentrācija ūdens šķīdumā, tad tiek noteikta arī hidroksīda jonu koncentrācija. Tāpēc gan šķīduma skābuma, gan sārmainības pakāpi var kvantitatīvi raksturot ar ūdeņraža jonu koncentrāciju:

Šķīduma skābumu vai sārmainību var izteikt citā, ērtākā veidā: ūdeņraža jonu koncentrācijas vietā norāda tā decimāllogaritmu, kas ņemts ar pretēju zīmi. Pēdējo vērtību sauc par ūdeņraža indeksu, un to apzīmē ar:

Piemēram, ja mol/l, tad ; ja mol/l, tad utt. No šejienes ir skaidrs, ka neitrālā šķīdumā (mol/l). Skābos šķīdumos, jo skābāks šķīdums, jo mazāk. Gluži pretēji, sārmainos šķīdumos, jo lielāka ir šķīduma sārmainība.

Īpašs disociācijas gadījums (vielas lielāku daļiņu - jonu molekulu vai radikāļu - sadalīšanās process mazākās daļiņās) ir elektrolītiskā disociācija, kurā vielas neitrālas molekulas, ko sauc par elektrolītu, šķīdumā (iedarbības rezultātā). polārā šķīdinātāja molekulas) sadalās lādētās daļiņās: katjonos un anjonos. Tas izskaidro spēju vadīt strāvu.

Ir ierasts visus elektrolītus sadalīt divās grupās: vājā un stiprā. Ūdens ir vājš elektrolīts; ūdens disociāciju raksturo neliels skaits disociētu molekulu, jo tās ir diezgan stabilas un praktiski nesadalās jonos. Tīrs (bez piemaisījumiem) ūdens vāji vada elektrisko strāvu. Tas ir saistīts ar pašas molekulas ķīmisko raksturu, kad pozitīvi polarizēti ūdeņraža atomi ir iestrādāti relatīvi maza skābekļa atoma elektronu apvalkā, kas ir negatīvi polarizēts.

Tiek raksturots elektrolītu stiprums un vājums (apzīmēts ar α, bieži šo vērtību izsaka% no 0 līdz 100 vai vienības daļās no 0 līdz 1) - spēja sadalīties jonos, tas ir, elektrolītu attiecība. sadalīto daļiņu skaits līdz daļiņu skaitam pirms sadalīšanās. Vielas, piemēram, skābes, sāļi un bāzes, polāro aģentu ietekmē pilnībā sadalās jonos. Ūdens disociāciju pavada H2O molekulu sadalīšanās H+ protonā un OH-hidroksilgrupā. Ja elektrolītu disociācijas vienādojumu uzrāda formā: M=K++A-, tad ūdens disociāciju var izteikt ar vienādojumu: H2O↔H++OH-, un vienādojumu, ar kuru ūdens disociācijas pakāpe ir aprēķināto var attēlot divos veidos (izmantojot izveidoto protonu koncentrāciju vai izveidoto hidroksilgrupu koncentrāciju): α=[H+]/[H2O] vai α=[OH-]/[H2O]. Tā kā α vērtību ietekmē ne tikai vielas ķīmiskā daba, bet arī šķīduma koncentrācija vai tā temperatūra, ierasts runāt par šķietamo (iedomāto) disociācijas pakāpi.

Vāju elektrolītu, tostarp ūdens, molekulu tendenci sadalīties jonos lielā mērā raksturo disociācijas konstante (īpašs līdzsvara konstantes gadījums), ko parasti apzīmē ar Kd. Lai aprēķinātu šo vērtību, tiek piemērots masas iedarbības likums, kas nosaka attiecību starp iegūto un sākotnējo vielu masu. Ūdens elektrolītiskā disociācija ir sākotnējo ūdens molekulu sadalīšanās ūdeņraža protonos un hidroksilgrupā, tāpēc to izsaka ar vienādojumu: Kd = [H+]. [OH-]/[H2O]. Šī ūdens vērtība ir nemainīga un ir atkarīga tikai no temperatūras, 25 ° C temperatūrā, Kd = 1.86.10-16.

Zinot ūdens molāro masu (18 grami/mol), kā arī neņemot vērā disociēto molekulu koncentrāciju un ņemot 1 dm3 ūdens masu uz 1000 g, varam aprēķināt nedisociēto molekulu koncentrāciju 1 dm3 ūdens: [ H2O] = 1000/18,0153 = 55,51 mol/dm3. Tad no disociācijas konstantes vienādojuma var atrast protonu un hidroksilgrupu koncentrāciju reizinājumu: [H+].[OH-]=1,86,10-16,55,51=1,10-14. Iegūstot iegūtās vērtības kvadrātsakni, tiek iegūta protonu (ūdeņraža jonu) koncentrācija, kas nosaka šķīduma skābumu un ir vienāda ar hidroksilgrupu koncentrāciju: [H+]=[OH-]=1,10-7 .

Bet dabā šādas tīrības ūdens nepastāv, jo tajā ir izšķīdušas gāzes vai ūdens ir piesārņots ar citām vielām (patiesībā ūdens ir dažādu elektrolītu šķīdums), tāpēc 25 ° C temperatūrā ūdeņraža protonu koncentrācija. vai hidroksilgrupu koncentrācija atšķiras no vērtības 1,10-7. Tas nozīmē, ka ūdens skābums ir saistīts ne tikai ar tādu procesu kā ūdens disociācija. ir negatīvs ūdeņraža jonu koncentrācijas logaritms (pH), tas tika ieviests, lai novērtētu ūdens un ūdens šķīdumu skābumu vai sārmainību, jo ir grūti izmantot skaitļus ar negatīvu jaudu. Tīram ūdenim pH = 7, bet, tā kā dabā nav tīra ūdens, un ūdens disociācija notiek kopā ar citu izšķīdušu elektrolītu sadalīšanos, pH vērtība var būt mazāka vai lielāka par 7, tas ir, ūdenim, praktiski, pH≠7.

Ārkārtīgi nozīmīgu lomu bioloģiskajos procesos spēlē ūdens, kas ir būtiska sastāvdaļa (no 58 līdz 97%) visām cilvēka, dzīvnieku, augu un vienkāršu organismu šūnām un audiem. šī ir vide kurā notiek ļoti dažādi bioķīmiski procesi.

Ūdenim ir laba šķīdināšanas spēja un tas izraisa daudzu tajā izšķīdušo vielu elektrolītisko disociāciju.

Ūdens disociācijas process saskaņā ar Brønsted teoriju notiek saskaņā ar vienādojumu:

N 2 0+H 2 0 N 3 PAR + + VIŅŠ - ; ΔН dis = +56,5 KJ/mol

Tie. viena ūdens molekula ziedo, bet otra pievieno protonu, notiek ūdens autojonizācija:

N 2 0 N + + VIŅŠ - - deprotonācijas reakcija

N 2 0 + N + N 3 PAR + - protonēšanas reakcija

Ūdens disociācijas konstante 298°K temperatūrā, kas noteikta ar elektrovadītspējas metodi, ir vienāda ar:

a(H +) - H + jonu aktivitāte (īsuma labad, H3O + vietā rakstīt H +);

a(OH -) - OH - jonu aktivitāte;

a(H 2 0) - ūdens aktivitāte;

Ūdens disociācijas pakāpe ir ļoti maza, tāpēc ūdeņraža un hidroksīda jonu aktivitāte tīrā ūdenī ir gandrīz vienāda ar to koncentrācijām. Ūdens koncentrācija ir nemainīga un vienāda ar 55,6 mol.

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

Aizvietojot šo vērtību disociācijas konstantes Kd(H 2 0) izteiksmē un ūdeņraža un hidroksīda jonu aktivitāšu, to koncentrāciju vietā iegūst jaunu izteiksmi:

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

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

K(H 2 0) sauc ūdens jonu produkts vai autojonizācijas konstante.

Tīrā ūdenī vai jebkurā ūdens šķīdumā nemainīgā temperatūrā ūdeņraža un hidroksīda jonu koncentrācijas (aktivitātes) reizinājums ir nemainīga vērtība, ko sauc par ūdens jonu produktu.

Konstante K(H 2 0) ir atkarīga no temperatūras. Temperatūrai paaugstinoties, tā paaugstinās, jo Ūdens disociācijas process ir endotermisks. Tīrā ūdenī vai dažādu vielu ūdens šķīdumos pie 298K aktivitātes (koncentrācijas) ūdeņraža un hidroksīda joni būs:

a(H+)=a(OH-)=K(H20) = 10-14 =10-7 mol/l.

Skābos vai sārmainos šķīdumos šīs koncentrācijas vairs nebūs vienādas viena ar otru, bet mainīsies konjugēti: vienai no tām palielinoties, otrai attiecīgi samazināsies un otrādi, piemēram,

a(H +)=10 -4, a(OH -)=10 -10, to reizinājums vienmēr ir 10 -14

pH vērtība

Kvalitatīvi barotnes reakcija izpaužas caur ūdeņraža jonu aktivitāti. Praksē viņi neizmanto šo vērtību, bet gan ūdeņraža indikatoru pH - vērtību, kas skaitliski vienāda ar ūdeņraža jonu aktivitātes (koncentrācijas) negatīvo decimāllogaritmu, izteiktu mol/l.

pH=-lga(H + ),

un atšķaidītiem šķīdumiem

pH=-lgC(H + ).

Tīram ūdenim un neitrālām vidēm pie 298K pH=7; skābiem pH šķīdumiem<7, а для щелочных рН>7.

Barotnes reakciju var raksturot arī ar hidroksilindeksi:

pOH= -lga(Ak! - )

vai aptuveni

pOH= -IgC(OH - ).

Attiecīgi neitrālā vidē pH = pH = 7; skābā vidē pOH>7, un sārmainā vidē pOH<7.

Ja mēs ņemam ūdens jonu reizinājuma izteiksmes negatīvo decimālo logaritmu, mēs iegūstam:

pH + pH = 14.

Tāpēc pH un pOH arī ir konjugēti daudzumi. To summa atšķaidītiem ūdens šķīdumiem vienmēr ir vienāda ar 14. Zinot pH, ir viegli aprēķināt pOH:

pH=14 – pH

un otrādi:

RAk!= 14 - pH.

Šķīdumus izšķir aktīvo, potenciālo (rezerves) un kopējo skābumu.

Aktīvais skābums mēra pēc ūdeņraža jonu aktivitātes (koncentrācijas) šķīdumā un nosaka šķīduma pH. Stipru skābju un bāzu šķīdumos pH ir atkarīgs no skābes vai bāzes koncentrācijas un H jonu aktivitātes + un viņš - var aprēķināt, izmantojot šādas formulas:

a (N + )= C(l/z skābe)×α katrs; pH= - log a(H + )

a (OH - )=C(l/z bāze)×α katrs; pH= - log a(OH - )

pH= - logC(l/z skābe) – īpaši atšķaidītiem stipru skābju šķīdumiem

pOH= - logC(l/z bāze) - īpaši atšķaidītiem bāzu šķīdumiem

Iespējamais skābums mēra pēc skābes molekulās saistīto ūdeņraža jonu skaita, t.i. apzīmē nedisociētu skābes molekulu “rezervi”.

Kopējais skābums- aktīvā un potenciālā skābuma summa, ko nosaka skābes analītiskā koncentrācija un nosaka titrējot

Viena no pārsteidzošajām dzīvo organismu īpašībām ir skābju-bāzi

homeostāze - bioloģisko šķidrumu, audu un organismu pH nemainīgums. 1. tabulā ir parādītas dažu bioloģisko objektu pH vērtības.

1. tabula

No tabulas datiem var redzēt, ka dažādu šķidrumu pH līmenis cilvēka organismā mainās diezgan plašā diapazonā atkarībā no atrašanās vietas. ASINIS, tāpat kā citi bioloģiskie šķidrumi, tas cenšas uzturēt nemainīgu pH vērtību, kuras vērtības ir norādītas 2. tabulā

2. tabula

PH izmaiņas no norādītajām vērtībām tikai par 0,3 uz palielināšanos vai samazināšanos izraisa izmaiņas fermentatīvo procesu apmaiņā, kas cilvēkiem izraisa smagu sāpīgu stāvokli. pH izmaiņas tikai par 0,4 vairs nav savienojamas ar dzīvību. Pētnieki ir atklājuši, ka skābju-bāzes līdzsvara regulēšanā ir iesaistītas šādas asins bufersistēmas: hemoglobīns, bikarbonāts, proteīns un fosfāts. Katras sistēmas daļa bufera kapacitātē ir parādīta 3. tabulā.

3. tabula

Visām ķermeņa bufersistēmām ir vienāds darbības mehānisms, jo Tie sastāv no vājas skābes: ogļskābes, dihidrofosfāta (dihidrogēnfosfāta jons), olbaltumvielām, hemoglobīna (oksohemoglobīna) un šo skābju sāļiem, galvenokārt nātrija, kam piemīt vāju bāzu īpašības. Bet, tā kā bikarbonātu sistēmai organismā nav līdzvērtīgas reakcijas ātruma ziņā, mēs apsvērsim spēju uzturēt nemainīgu vidi organismā, izmantojot šo sistēmu.

Ūdeņraža indekss (pH) ir vērtība, kas raksturo ūdeņraža jonu aktivitāti vai koncentrāciju šķīdumos. Ūdeņraža indikators ir apzīmēts ar pH. Ūdeņraža indekss skaitliski ir vienāds ar ūdeņraža jonu aktivitātes vai koncentrācijas negatīvo decimāllogaritmu, kas izteikts molos litrā: pH=-log[ H+ ] Ja [ H+ ]>10-7mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - sārmaina vide; pH>7. Sāļu hidrolīze- tā ir sāls jonu ķīmiskā mijiedarbība ar ūdens joniem, kas izraisa vāja elektrolīta veidošanos. 1). Hidrolīze nav iespējamaSāls, ko veido spēcīga bāze un spēcīga skābe ( KBr, NaCl, NaNO3), netiks veikta hidrolīze, jo šādā gadījumā neveidojas vājš elektrolīts pH = 7. Vides reakcija paliek neitrāla. 2). Hidrolīze ar katjonu (tikai katjons reaģē ar ūdeni). Sālī, ko veido vāja bāze un spēcīga skābe

(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)

Katjons tiek hidrolizēts:

FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + H+

Hidrolīzes rezultātā veidojas vājš elektrolīts, H+ jons un citi joni. šķīduma pH< 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)

pie anjona iziet hidrolīzi, kā rezultātā veidojas vājš elektrolīts, hidroksīda jons OH- un citi joni.

K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>НSiO3- + 2K+ + ОН-

Šādu šķīdumu pH ir > 7 (šķīdums kļūst sārmains 4). Locītavu hidrolīze (gan katjons, gan anjons reaģē ar ūdeni). Sāls, ko veido vāja bāze un vāja skābe

(CH 3COONH 4, (NН 4)2СО 3, Al2S3),

hidrolizē gan katjonu, gan anjonu. Rezultātā veidojas nedaudz disociējoša bāze un skābe. Šādu sāļu šķīdumu pH ir atkarīgs no skābes un bāzes relatīvās stiprības. Skābes un bāzes stipruma mērs ir attiecīgā reaģenta disociācijas konstante. Šo šķīdumu vides reakcija var būt neitrāla, nedaudz skāba vai nedaudz sārmaina:

Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3v+ 3H2S^

Hidrolīze ir atgriezenisks process. Hidrolīze ir neatgriezeniska, ja reakcijas rezultātā veidojas nešķīstoša bāze un (vai) gaistoša skābe