Константы кислотности и основности

Типы протолитических реакций.

МУ «Растворы» стр. 52-55

Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. МУ «Растворы» стр. 56

Небольшая часть молекул воды всегда находится в ионном состоянии, хотя это очень слабый электролит. Ионизация и дальнейшая диссоциация воды, как уже говорилось, описывается уравнением протолитической реакции кислотно-основного диспропорционирования или автопротолиза.

Вода – очень слабый электролит, следовательно образующиеся сопряженная кислота и сопряженное основание являются сильными. Поэтому равновесие этой протолитической реакции смещено влево.

Константа этого равновесия К_равн =

Количественная величина произведения концентрации ионов воды [H₃O⁺]×[OH ^–] есть ионное произведение воды.

Оно равно: [H₃O⁺]×[OH ^–] = К_равн. × [H₂O]² = 1×10 ^{– 14}

Следовательно: К_Н2О = [H₃O⁺]×[OH ^–] = 10 ^{– 14} или упрощенно К_Н2О = [H⁺]×[OH ^–] = 10 ^{– 14}

К_Н2О – ионное произведение воды, константа автопротолиза воды или просто константа воды. К_Н2О зависит от температуры. При повышении t°С она увеличивается.

В химически чистой воде [H⁺] = [OH ^–] = = 1×10 ^{– 7}. Это нейтральная среда.

В растворе может быть [H⁺] > [OH ^–] – среда кислая или [H⁺] < [OH ^–] – среда щелочная

[H⁺] = ; [OH ^–] =

Водородный показатель рН

Для количественного выражения кислотности растворов используют показатель концентрации ионов водорода рН.

Водородный показатель – это величина, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода в растворе.

рН = – lg [H⁺] ⇒ [H⁺] = 10 ^{– рН}

В нейтральной среде рН = 7

В кислой рН < 7

В щелочной рН > 7

Для характеристики основности среды используется гидроксильный показатель рОН

рОН = – lg [ОH^-] ⇒ [ОH^-] = 10 ^{– рОН}

рН + рОН = 14 Þ рН = 14 – рОН и рОН = 14 – рН

Формулы расчёта рН для растворов кислот и оснований.

рН = – lg [H⁺]

1. Сильные кислоты: [H⁺] = С(1/z кислоты)

Вычислить рН раствора HCl с С(HCl) = 0,1 моль/л при условии её полной диссоциации.

[H⁺] = C(HCl) = 0,1 моль/л; рН = – lg 0,1 = 1

2. Сильные основания: [ОH^-] = С(1/z основания)

[H⁺] =

Вычислить рН раствора NaOH при тех же условиях.

[OH ^–] = C(NaOH) = 0,1 моль/л; [H⁺] = = 10 ^{– 13}; рН = – lg 10 ^{– 13} = 13

3. Слабые кислоты

[H⁺] =

Вычислить рН раствора уксусной кислоты с молярной концентрацией 0,5 моль/л. К_{СН3СООН} = 1,8×10 ^{– 5}.

[H⁺] = = 3×10 ^{– 3}

рН = – lg 3×10 ^{– 3} = 2,5

4. Слабые основания

[OH ^–] =

[H⁺] =

Вычислить рН раствора аммиака с молярной концентрацией 0,2 моль/л.

К_NН3= 1,76×10 ^{– 5}

[OH ^–] = = 1,88×10 ^{– 3}

[H⁺] = = 0,53×10 ^{– 11}; рН = – lg 0,53×10 ^{– 11} = 11,3

5. С(Н⁺) = [Н⁺] = 10 ^{– рН}

При рН = 7, [Н⁺] = 10 ^{– 7}

Существуют различные методы определения рН: с помощью индикаторов и приборов-иономеров.

Значение рН для химических реакций и биохимических процессов организма.

Многие реакции для протекания в определённом направлении требуют строго определённой величины рН среды.

В норме в здоровом организме реакция среды большинства биологических жидкостей близка к нейтральной.

Кровь – 7,4

Слюна – 6,6

Кишечный сок – 6,4

Желчь – 6,9

Моча – 5,6

Желудочный сок: а) в состоянии покоя – 7,3

б) в состоянии пищеварения – 1,5-2

Отклонение рН от нормы имеет диагностическое (определение болезни) и прогностическое (течение болезни) значение.

Ацидоз – смещение рН в кислую сторону, рН уменьшается, концентрация ионов водорода растет.

Алкалоз – смещение рН в щелочную область, рН растет, концентрация ионов водорода уменьшается.

Временное отклонение рН крови от нормы на десятые доли приводит к серьезным нарушениям в организме. Длительное отклонение рН крови может оказаться смертельным. Отклонения рН крови могут быть 6,8 – 8, изменения вне этого интервала в любую сторону несовместимы с жизнью.

Совмещённые и изолированные протолитические равновесия.

Протолитические процессы – реакции обратимые. Протолитические равновесия смещены в сторону образования более слабых кислот и оснований. Их можно рассматривать как конкуренцию различных по силе оснований за обладание протоном. Говорят об изолированных и совмещённых равновесиях.

Если несколько одновременно существующих равновесий независимы друг от друга, их называют изолированными. Смещение равновесия в одном из них не влечёт за собой изменение положения равновесия в другом.

Если же изменение равновесия в одном из них приводит к изменению равновесия в другом, то говорят о совмещённых (сопряжённых, конкурирующих) равновесиях. Преобладающим процессом в системах с совмещённым равновесием является тот, который характеризуется бóльшим значением константы равновесия.

Пример:

Преобладающим будет второй процесс, т.к. его константа равновесия больше константы равновесия первого процесса. Равновесие во втором процессе смещено вправо в большей степени, т.к. метиламин более сильное основание, чем аммиак, NH₄⁺ – более сильная кислота, чем СН₃NН₃⁺.

Вывод: более сильное основание подавляет ионизацию более слабого основания. Следовательно, при добавлении небольшого количества соляной кислоты к смеси аммиака и метиламина протонированию в основном будет подвергаться метиламин.

И также: наиболее сильная кислота подавляет ионизацию слабых кислот. Так, соляная кислота, находящаяся в желудочном соке, подавляет ионизацию уксусной кислоты (поступающей с пищей) или ацетилсалициловой кислоты (лекарственное вещество).

______________________________________________________________

Дата добавления: 2014-01-11