Іонний добуток води. Водневий показник середовища

Всі фізіологічні процеси в рослинах і організмах тварин відбуваються у водному середовищі при певній концентрації водневих іонів. Вода, яка є слабким електролітом, в незначній мірі дисоціює на іони:

Н₂О ® Н⁺ + ОН^-

Оскільки цей процес є оберненим, до нього можна застосувати закон діючих мас і знайти вираз константи дисоціації води:

К - константа дисоціації води, дорівнює 1,8 ^. 10^-16 при 22⁰С;

С_Н2О - концентрація недисоційованих молекул води, яку внаслідок малої дисоціації води можна вважати сталою і такою, яка дорівнює загальному числу грам-молекул води в одному літрі; тобто 1000/18 = 55,56 моль/ л,

С_Н⁺, С_ОН^- - відповідно концентрація водневих і гідроксильних іонів в грам-іонах на літр розчину.

Якщо перенести сталі величини К і С_Н2О по один бік рівняння, то отримаємо вираз:

С_Н^+. С_ОН^- = К ^. С_Н2О,

де добуток двох сталих величин К і С_Н2О також являє собою сталу величину, яку позначимо К_В.

Таким чином, добуток концентрації водневих і гідроксильних іонів (точніше, активності) при даній температурі є величина стала і називається іонним добутком води.

При 22⁰С іонний добуток води К_В дорівнює 10^-14. У дистильованій воді концентрації водневих і гідроксильних однакові:

С_Н⁺ = С_ОН^- = Ö10^-14 = 10^-7 моль/л.

Величина іонного добутку К_В є сталою не тільки для води, але і для будь-яких розбавлених водних розчинів, в тому числі для розчинів кислот, лугів. Тому, якщо відома концентрація іонів Н⁺, легко визначити концентрацію ОН^- і навпаки:

Оскільки підвищення концентрації іонів водню спричиняє відповідне зменшення концентрації гідроксид-іонів, і навпаки, а добуток їх концентрацій (при 22⁰С) залишається завжди рівним 10^-14, тому через концентрації іонів водню або гідроксид-іонів можна виразити кислотність і лужність (реакцію) розчину. Так, якщо:

С_Н⁺ = 10^-7 = С_ОН^- - реакція нейтральна.

С_Н⁺ > 10^-7 > С_ОН^- - реакція кисла.

С_Н⁺ < 10^-7 < С_ОН^- - реакція лужна.

Однак, на практиці, щоб уникнути незручностей, пов'язаних із застосуванням чисел з від'ємними показниками ступеню, реакцію середовища звичайно характеризують за допомогою водневого показника.

Водневий показник, позначений як рН, являє собою від'ємний логарифм концентрації водневих іонів:

рН = -lgС_Н⁺. (40)

Для абсолютно чистої води при 22⁰С рН = 7, для кислих рідин рН<7, а для лужних рН>7. Зв'язок між концентраціями ОН^- і Н⁺, величиною рН і реакцією середовища можна відобразити наступним співвідношенням:

С_ОН^- 10^-14 10^-13 10^-12 10^-11 10^-10 10^-9 10^-8 10^-7 10^-6 10^-5 10^-4 10^-3 10^-2 10^-1 10^-0

С_Н⁺ 10^-0 10^-1 10^-2 10^-3 10^-4 10^-5 10^-6 10^-7 10^-8 10^-9 10^-10 10^-11 10^-12 10^-1310^-14

рН 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Іонний добуток води при 22⁰С: С_Н^{+ .} С_ОН^- = 10^-14.

Приклад. Обчислити рН 0,1н розчину НNO₃ з урахуванням коефіцієнта активності.

Рішення: HNO₃ ® H⁺ +NO^-₃

pH = -lg a_H+; a_H+ = C_H+^. f_H+.

Іонна сила розчину:

m= 1/2 (С_Н+^. Z²н⁺ + C_NO3-^. Z² _NO3-) = 1/2 (0,1^.1 + 0,1^.1) = 0,1.

Знайдене значення m відповідає f_H⁺ = 0,78.

a_H⁺ = 0,1^. 0,78 = 0,078 = 7,8 ^. 10^-2

pH = -lg 7,8 ^.10^-2 = 2 - lg 7,8 = 2 - 0,89 = 1,11.

Таким чином, для 0,1н розчину HNO₃ наявне значення водневого показника дорівнює 1,11, а в аналітичне рН = 1, (- lgC_H⁺ = -lg0,1 = 1).

Водневі іони займають особливе положення серед інших іонів завдяки різко вираженому впливу на різноманітні хімічні і фізіологічні процеси, що відбуваються в розчинах. Наприклад, вплив рН на фізіологічні процеси настільки великий, що вже незначна зміна рН може помітно змінити швидкість процесу або зовсім припинити його.

Так, оптимальність дії ферментів залежить від рН середовища: фермент пепсин найбільш активний при рН = 1,5, фермент птіалін при рН = 6,7. Діяльність ґрунтових мікроорганізмів знаходиться в залежності від рН ґрунтового розчину. Наприклад, активна фіксація азоту мікробами спостерігається при рН = 7,2. Величина рН середовища впливає на зростання і розвиток рослин. Встановлено, що оптимум зростання картоплі знаходиться в межах рН від 5 до 6,5, жита - від 5 до 7, вівса - 5-6,5, пшениці - 6,5-7,5, люцерни - 6,5-7,5. рН крові людини коливається в межах від 7,3 до 7,4. Навіть невеликі відхилення від цієї величини спричиняють зміну в нормальній життєдіяльності організму. Величина рН впливає на протікання важливих ферментативних процесів в гідролізній промисловості і виноробстві, при переробці молочних продуктів, плодів, при заготівлі і тривалому зберіганні кормів і т.д. Під впливом водневих іонів змінюються основні фізико-хімічні властивості речовин і розчинів: розчинність, фільтрація, діаліз, поверхневий натяг, в'язкість, стійкість, набухання і т.д. Тому дуже важливо підтримувати сталість величини рН, останнє зумовлене наявністю буферних систем в рослинних і тваринних організмах і ґрунті.

6. Гідролізом солей називається реакція їхньої обмінної взаємодії з водою:

сіль + вода Û основа + кислота

сіль + вода Û основа + кисла сіль

сіль + вода Û кислота +основна сіль,

яка веде до утворення більш слабкого електроліту, чим вихідна сіль (тобто слабкі кислоти, слабкі основи і іони типу НА^n- і KOHⁿ⁺).

В залежності від сили кислоти і основи, що утворюють солі, можна виділити чотири типи гідролізу:

	Кислоти
Сильні	Слабкі
Основи	Сильні	I. NaCl, KNO3	II. Na2CO3, K2S
Слабкі	III. ZnCl2, Al(NO3)3	IV.СН3СООNH4, Al2S3

· Солі першого типу гідролізу не піддаються, тому що при їхній взаємодії з водою не можуть бути отримані слабкі електроліти. У системі Н₂О Û Н⁺ + ОН^- рівновага не порушується, тому в розчинах цих солей рН=7.

· Гідроліз солей інших трьох типів є, як правило, процесом оборотним. Солі, які утворені багатоосновними кислотами чи багатокислотними основами, гідролізуються ступінчасто, переходячи в першій фазі в кислі чи основні солі.

Гідроліз Na₂CO₃:

I ступінь

II ступінь

При гідролізі Na₂CO₃ і інших солей цього типу в розчині накопичуються іони ОН^-, які надають йому лужну реакцію з рН>7. Більш сильно виражена перша ступінь гідролізу, чим друга.

Гідроліз ZnCl₂:

I ступінь

II ступінь

При гідролізі ZnCl₂ і інших солей цього типу в розчині накопичуються іони Н⁺, які надають йому кислу реакцію з рН<7.

Гідроліз СН₃СООNH₄:

NH₄⁺+CH₃COO^- + H₂O Û NH₄OH + CH₃COOH

Солі цього типу піддаються гідролізу відносно легко. Реакція і рН розчину визначаються відносною силою основ, що утворюються, і кислот. У розглянутому випадку константи електролітичної дисоціації NH₄OH і СН₃СООН при 25°С відповідно дорівнюють 1,79×10^-5 і 1,76×10^-5, тому реакція розчину практично нейтральна (рН~7).

Процес гідролізу солей кількісно може бути охарактеризований за допомогою двох величин: ступеня гідролізу (h) і константи гідролізу (K_гідр).

Ступенем гідролізу називається відношення кількості молекул солі, які піддалися гідролізу, до загальної кількості молекул солі в розчині. Ступінь гідролізу h може змінюватися в межах:

гідроліз повний

відсутній гідроліз

0 1 в частках одиниці

0 100 в %

Константа гідролізу визначає стан хімічної рівноваги в розчині солі, яка гідролізується. Наприклад, для рівноважного стану I ступеня гідролізу Na₂CO₃ і ZnCl₂ , К_гідр. виразиться рівняннями:

ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО КОНТРОЛЮ:

1. Визначення „розчину”. Розкрити значення розчинів взагалі і водних розчинів зокрема. Класифікації розчинів.

2. Вказати фактори, які впливають на розчинність твердих речовин у розчинах.

3. Способи вираження складу розчинів.

4. До 300 мл розчину нітратної кислоти з масовою часткою 40% (r=1,25 г/мл) додали 125 мл води. Розрахуйте масову частку кислоти в отриманому розчині. Відповідь: 30%.

5. Хлороводень, що отримали при дії надлишку концентрованої сульфатної кислоти на 29,25 г хлориду натрію, пропустили через 250 мл 2,5 н розчину гідроксиду натрію. Визначити масу солі, що утворилася і реакцію отриманого розчину на лакмус. Відповідь: 29,25 г.

6. Розрахуйте об¢єм розчину гідроксиду натрію з масовою часткою 30% (r=1,33 г/мл), який необхідний для приготування 250 мл розчину з масовою часткою гідроксиду натрію 14% (r=1,15 г/мл). Відповідь: 100,9 мл.

7. В воді масою 128 г розчинили 40 мл метилового спирту, густина якого дорівнює 0,8 г/мл. Визначити молярну концентрацію отриманого розчину, якщо густина його 0,97 г/мл. Відповідь: 6,1 М.

8. Розрахуйте об¢єм розчину з масовою часткою карбонату натрію 15% (r=1,16 г/мл), який потрібний для приготування 120 мл 0,45 М розчину Na₂CO₃. Відповідь: 32,9 мл.

9. Розрахувати об¢єм 3 М розчину (r=1,12 г/мл), який потрібно додати до води, масою 200 г для приготування розчину з масовою часткою NaCl 10%. Відповідь: 315 мл.

10. Гідроліз солей. Гідроліз в залежності від хімічної природи основ і кислот, що утворюють сіль.

^11. Величина рН водного розчину дорівнює 5. Визначити концентрацію іонів водню, аніонів гідроксилу і реакцію середовища.

12. Концентрація іонів водню в розчині дорівнює 8 ^. 10^-6 моль/л. Обчислити рН розчину, рОН і визначити реакцію середовища.

13. Визначити рН 0,1н розчину NaOH, якщо відомо, що ступінь дисоціації 0,85.

Дата добавления: 2014-11-16