Formula za disocijaciju vode. Disocijacija vode

Čista voda, iako slabo (u poređenju sa rastvorima elektrolita), može provesti električnu struju. To je uzrokovano sposobnošću molekula vode da se razbije (disocijacije) na dva jona, koji su provodnici. električna struja u čistoj vodi (disocijacija ispod znači elektrolitička disocijacija - razlaganje na ione):

H 2 O ↔ H + + OH -

Za otprilike 556.000.000 nedisociranih molekula vode, samo 1 molekul se disocira, ali to je 60.000.000.000 disociranih molekula u 1mm 3. Disocijacija je reverzibilna, odnosno H + i OH - joni mogu ponovo formirati molekul vode. Na kraju dolazi dinamičan ravnoteža u kojoj je broj raspadnutih molekula jednak broju nastalih H + i OH - jona. Drugim riječima, brzine oba procesa će biti jednake. Za naš slučaj, jednačina brzine hemijska reakcija možete to napisati ovako:

υ 1 = κ 1 (za disocijaciju vode)

υ 2 = κ 2 (za obrnuti proces)

Gdje υ - brzina reakcije; κ - konstanta brzine reakcije (u zavisnosti od prirode reaktanata i temperature); , I - koncentracija (mol/l).

U stanju ravnoteže υ 1 = υ 2, dakle:

κ 1 = κ 2

Hajde da uradimo nešto jednostavno matematičke operacije i dobijamo:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

K- konstanta ravnoteže, au našem slučaju konstanta disocijacije, koja zavisi od temperature i prirode supstanci, a ne zavisi od koncentracija (kao ni κ 1 i κ 2). K za vodu 1,8 10 -16 na 25 °C (referentna vrijednost).

Zbog vrlo malog broja disociranih molekula, koncentracija može se uzeti da je jednaka ukupnoj koncentraciji vode, a ukupna koncentracija vode u razrijeđenim otopinama kao konstantna vrijednost: =1000(g/l)/18(g/mol)=55,6 mol/l.

Zamjena κ 1 / κ 2 on K i koristeći vrijednost , određujemo čemu je jednak proizvod koncentracija I koji se zove - jonski proizvod vode:

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

Budući da se na određenoj temperaturi količine koje se koriste za izračunavanje ionskog proizvoda vode ( K, ) su konstantne, vrijednost ionskog proizvoda vode isto sve vreme. A budući da disocijacija molekula vode proizvodi isti broj jona I , ispada da je za čistu vodu koncentracija I biće jednaki 10 -7 mol/l. Iz postojanosti ionskog produkta vode slijedi da ako broj H + iona postane veći, onda broj HO - jona postaje manji. Na primjer, ako u čistu vodu dodate jaku kiselinu HCl, hoće jak elektrolit sve će se disocirati na H + i Cl -, kao rezultat toga, koncentracija H + iona će se naglo povećati, a to će dovesti do povećanja brzine procesa suprotnog disocijaciji, jer ovisi o koncentraciji H + i OH - joni:

υ 2 = κ 2

Tokom ubrzanog procesa suprotnog disocijaciji, koncentracija HO - jona će se smanjiti na vrijednost koja odgovara novoj ravnoteži, pri kojoj će ih biti toliko malo da će stope disocijacije vode i obrnutog procesa opet biti jednake. Ako je koncentracija rezultirajuće otopine HCl 0,1 mol/l, ravnotežna koncentracija će biti jednako:

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

Prilikom dodavanja jake baze NaOH, pomak će biti ka smanjenju koncentracije H+.

Jonski proizvod vode je proizvod koncentracija vodikovih jona H+ i hidroksidnih jona OH? u vodi ili u vodenim rastvorima, konstanta autoprotolize vode. Prikaz vrijednosti ionskog proizvoda vode

Voda, iako je slab elektrolit, disocira u maloj mjeri:

H2O + H2O - H3O+ + OH ili H2O - H+ + OH?

Ravnoteža ove reakcije je snažno pomaknuta ulijevo. Konstanta disocijacije vode može se izračunati pomoću formule:

Koncentracija hidronijevih jona (protona);

Koncentracija jona hidroksida;

Koncentracija vode (u molekularnom obliku) u vodi;

Koncentracija vode u vodi, uzimajući u obzir njen nizak stepen disocijacije, praktično je konstantna i iznosi (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

Na 25 °C, konstanta disocijacije vode je 1,8×10×16 mol/l. Jednačina (1) se može prepisati kao: Označimo proizvod K· = Kw = 1,8×10?16 mol/l · 55,56 mol/l = 10?14mol/l = · (na 25 °C).

Konstanta Kw, jednaka proizvodu koncentracija protona i hidroksidnih iona, naziva se ionski proizvod vode. Stalan je ne samo za čistu vodu, već i za razrijeđenu vodeni rastvori supstance. Sa povećanjem temperature, disocijacija vode se povećava, pa se i Kw povećava sa smanjenjem temperature, obrnuto. Praktični značaj jonski proizvod vode

Praktični značaj ionskog proizvoda vode je velik, jer omogućava, uz poznatu kiselost (alkalnost) bilo koje otopine (tj. u poznatoj koncentraciji ili ), da se pronađe odgovarajuća koncentracija ili . Iako u većini slučajeva, radi praktičnosti prezentacije, ne koriste apsolutne vrijednosti koncentracija, već njihove decimalne logaritme uzeti s suprotnim predznakom - prema tome, pH vrijednost(pH) i hidroksilni indeks (pOH).

Kako je Kb konstanta, kada se otopini doda kiselina (H+ joni), koncentracija hidroksidnih jona OH? padaće i obrnuto. IN neutralno okruženje= = mol/l. Pri koncentraciji > 10-7 mol/l (odnosno, koncentracija< 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации >10-7 mol/l (odnosno, koncentracija< 10?7 моль/л) -- щелочной.

Elektrolitička disocijacija vode. pH vrijednost

Voda je slab amfoterni elektrolit:

H2O H+ + OH- ili, preciznije: 2H2O H3O+ + OH-

Konstanta disocijacije vode na 25°C jednaka je: Ova vrijednost konstante odgovara disocijaciji jednog od sto miliona molekula vode, stoga se koncentracija vode može smatrati konstantnom i jednakom 55,55 mol/l (gustina vode 1000 g/l, masa 1 litra 1000 g, količina vodene supstance 1000 g: 18 g/mol=55,55 mol, C=55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Onda

Ova vrijednost je konstantna na datoj temperaturi (25°C), naziva se jonski proizvod vode KW:

Disocijacija vode je endotermni proces, pa s porastom temperature, u skladu sa Le Chatelierovim principom, disocijacija se intenzivira, ionski proizvod se povećava i dostiže vrijednost od 10-13 na 100°C.

U čistoj vodi na 25°C, koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona su jednake:

10-7 mol/l Otopine u kojima su koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona jednake nazivaju se neutralnim. Ako se u čistu vodu doda kiselina, koncentracija vodikovih iona će se povećati i postati veća od 10-7 mol/l, medij će postati kisel, a koncentracija hidroksilnih jona će se trenutno promijeniti tako da ionski proizvod vode zadržava njegova vrijednost 10-14. Ista stvar će se desiti kada se alkalije dodaju čistoj vodi. Koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona međusobno su povezane kroz jonski produkt, pa je, znajući koncentraciju jednog od jona, lako izračunati koncentraciju drugog. Na primjer, ako je = 10-3 mol/l, onda je = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ili ako je = 10-2 mol/l, tada je = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Dakle, koncentracija vodikovih ili hidroksilnih jona može poslužiti kao kvantitativna karakteristika kiselosti ili alkalnosti medija.

U praksi se ne koriste koncentracije vodikovih ili hidroksilnih jona, već indikatori pH vodika ili hidroksil pOH.

Hidroksilni indeks pOH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije hidroksilnih jona:

pOH = - log

To je lako pokazati uzimanjem logaritma jonskog proizvoda vode koji

pH + pH = 14

Ako je pH okoline 7, okolina je neutralna, ako je manja od 7, kisela je, a što je pH niži, to je veća koncentracija vodikovih iona. pH veći od 7 znači da je okolina alkalna što je pH veća, to je veća koncentracija hidroksilnih jona. Čista voda vrlo slabo provodi električnu energiju, ali ipak ima mjerljivu električnu provodljivost, što se objašnjava blagom disocijacijom vode na vodikove ione i hidroksidne ione. Na osnovu električne provodljivosti čiste vode može se odrediti koncentracija vodikovih i hidroksidnih jona u vodi.

Budući da je stepen disocijacije vode vrlo mali, koncentracija nedisociranih molekula u vodi je praktično jednaka ukupnoj koncentraciji vode, pa je iz izraza za konstantu disocijacije vode pola polovine one za vodu i razrijeđenu vodu. otopine na konstantnoj temperaturi, proizvod koncentracija vodikovih iona i hidroksidnih iona je konstantna vrijednost. Ova konstanta se naziva jonski proizvod vode.

Otopine u kojima su koncentracije vodikovih i hidroksidnih jona jednake nazivaju se neutralnim. Kiseli rastvori sadrže više iona vodonika, dok alkalni rastvori sadrže više hidroksidnih jona. Ali proizvod njihovih koncentracija je uvijek konstantan. To znači da ako je poznata koncentracija vodikovih iona u vodenoj otopini, tada se određuje i koncentracija hidroksidnih iona. Stoga se i stepen kiselosti i stepen alkalnosti rastvora mogu kvantitativno okarakterisati koncentracijom vodikovih jona:

Kiselost ili alkalnost otopine može se izraziti na prikladniji način: umjesto koncentracije vodikovih iona, naznačiti njegov decimalni logaritam, uzet sa suprotnim predznakom. Posljednja vrijednost naziva se vodonični indeks i označava se pH:. Iz ovoga je jasno da je u neutralnom rastvoru pH = 7; u kiselim otopinama pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, i što je više, to je veća alkalnost rastvora.

Za mjerenje pH postoje razne metode. Približna reakcija otopine može se odrediti pomoću posebnih reaktora zvanih indikatori, čija se boja mijenja ovisno o koncentraciji vodikovih iona. Najčešći su metilnarandžasta, metilcrvena, fenolftalein i lakmus.

Čista voda, iako slabo (u poređenju sa rastvorima elektrolita), može provesti električnu struju. To je uzrokovano sposobnošću molekule vode da se raspadne (disocijacija) na dva jona, koji su provodnici električne struje u čistoj vodi (u nastavku, disocijacija znači elektrolitičku disocijaciju - raspad na ione):

H 2 O ↔ H + + OH -

Za otprilike 556.000.000 nedisociranih molekula vode, samo 1 molekul se disocira, ali to je 60.000.000.000 disociranih molekula u 1mm 3. Disocijacija je reverzibilna, odnosno H + i OH - joni mogu ponovo formirati molekul vode. Na kraju dolazi dinamičan ravnoteža u kojoj je broj raspadnutih molekula jednak broju nastalih H + i OH - jona. Drugim riječima, brzine oba procesa će biti jednake. Za naš slučaj, jednadžba za brzinu kemijske reakcije može se napisati na sljedeći način:

υ 1 = κ 1 (za disocijaciju vode)

υ 2 = κ 2 (za obrnuti proces)

Gdje υ - brzina reakcije; κ - konstanta brzine reakcije (u zavisnosti od prirode reaktanata i temperature); , I - koncentracija (mol/l).

U stanju ravnoteže υ 1 = υ 2, dakle:

κ 1 = κ 2

Uradimo jednostavnu matematiku i dobijemo:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

Zbog vrlo malog broja disociranih molekula, koncentracija može se uzeti da je jednaka ukupnoj koncentraciji vode, a ukupna koncentracija vode u razrijeđenim otopinama kao konstantna vrijednost:

=1000(g/l)/18(g/mol)=55,6 mol/l.

Zamjena κ 1 / κ 2 on K i koristeći vrijednost , određujemo čemu je jednak proizvod koncentracija I koji se zove - jonski proizvod vode:

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

Budući da se na određenoj temperaturi količine koje se koriste za izračunavanje ionskog proizvoda vode ( K, ) su konstantne, vrijednost ionskog proizvoda vode isto sve vreme. A budući da disocijacija molekula vode proizvodi isti broj jona I , ispada da je za čistu vodu koncentracija I biće jednaki 10 -7 mol/l. Iz postojanosti ionskog produkta vode slijedi da ako broj H + iona postane veći, onda broj HO - jona postaje manji. Na primjer, ako se u čistu vodu doda jaka kiselina HCl, ona će se, kao jak elektrolit, potpuno disocirati na H + i Cl -, kao rezultat toga, koncentracija H + iona će se naglo povećati, a to će dovesti do povećanje brzine procesa suprotnog disocijaciji, jer ovisi o koncentraciji iona H+ i OH-:

υ 2 = κ 2

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

Prilikom dodavanja jake baze NaOH, pomak će biti ka smanjenju koncentracije H+.

Kraj rada -

Ova tema pripada sekciji:

Elektronski oblaci orbitala s različitim vrijednostima l imaju različite konfiguracije, a oni sa istim l imaju sličnu konfiguraciju

Moderna kvantnomehanička teorija tvrdi da atom bilo kojeg elementa ima složena struktura pozitivni dio atoma ima pozitivan naboj. kvantna teorija implicira da energija elektrona može uzeti samo... tako da sa l s orbitala za elektron sa bilo kojom vrijednošću glavnog kvantni broj n elektronski oblak ograničeno..

Ako ti treba dodatni materijal na ovu temu, ili niste pronašli ono što ste tražili, preporučujemo da koristite pretragu u našoj bazi radova:

Šta ćemo sa primljenim materijalom:

Ako vam je ovaj materijal bio koristan, možete ga spremiti na svoju stranicu na društvenim mrežama:

Sve teme u ovoj sekciji:

Struktura atoma i Paulijev princip
Paulijev princip pomaže u objašnjavanju raznih fizičkih pojava. Posljedica principa je prisustvo elektronskih ljuski u strukturi atoma, iz kojih, zauzvrat, slijede razne kemijske

Osnovne vrste hemijskih veza. Kovalentna veza. Osnovni principi metode valentne veze. Sigma i pikovalentne veze
atomi se mogu kombinovati jedni s drugima i formirati jednostavne i složene tvari. U ovom slučaju nastaju različite vrste hemijskih veza: ionske, kovalentne (nepolarne i polarne), metalne

Sp hibridizacija
Javlja se kada se miješaju jedna s- i jedna p-orbita. Formiraju se dvije ekvivalentne sp-atomske orbitale, smještene linearno pod uglom od 180 stepeni i usmjerene u različite strane iz jezgra atoma

Geometrijski oblik i polaritet molekula
Hibridizacija Geometrijski oblik Ugao između veza sp Linearni 180° sp

Jonska veza kao granični slučaj polarizacije kovalentne veze. Elektrostatička interakcija jona
Jonska veza - veoma jaka hemijska veza, formiran između atoma sa velikom razlikom (> 1,5 na Paulingovoj skali) elektronegativnosti, pri kojoj zajednički elektronski par

Hemijska svojstva osnovnih oksida
1. Bazni oksidi rastvorljivi u vodi reaguju sa vodom i formiraju baze: Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Interakcija s kiselim oksidima, uzrokujući
Hemijska svojstva kiselinskih oksida 1. Reaguje sa vodom i formira kiselinu: SO3 + H2O → H2SO4. Ali ne sve

kiseli oksidi
direktno reagiraju s vodom (SiO

Hemijska svojstva amfoternih oksida
1. Reaguje sa kiselinama, formirajući so i vodu: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Reaguje sa čvrstim alkalijama (tokom fuzije), što dovodi do Grounds. Hemijska svojstva baza. Amfoterna stanja, reakcije njihove interakcije sa kiselinama i alkalijama

Baza je hemijsko jedinjenje koje se može formirati
kovalentna veza

sa protonom (Brønstedova baza
Karakteristične reakcije

Amfoterni oksidi reagiraju s jakim kiselinama, stvarajući soli ovih kiselina. Takve reakcije su manifestacija osnovnih svojstava amfoternih oksida, na primjer: ZnO + H2SO4
Kiseline. Anoksične i kiseonikove kiseline. Svojstva kiselina (sumporne, hlorovodonične, azotne) Kiseline su složene tvari čije se molekule sastoje od zamjenjivih atoma vodika i kiselih ostataka. oksidacija sumpora (+6). U normalnim uslovima, koncentrovana sumporna kiselina

Nitrati
Azotna kiselina je jaka kiselina. Njegove soli - nitrati - dobivaju se djelovanjem HNO3 na metale, okside, hidrokside ili karbonate. Svi nitrati su visoko rastvorljivi u vodi. Nitratni joni u

Homogena kataliza
Primjer homogene katalize je razgradnja vodikovog peroksida u prisustvu jodnih jona. Reakcija se odvija u dva stupnja: H2O2 + I → H2O + IO

Heterogena kataliza
U heterogenoj katalizi, ubrzanje procesa obično se događa na površini solidan- katalizator, stoga aktivnost katalizatora ovisi o veličini i svojstvima njegove površine. U praksi

Utjecaj koncentracije na brzinu kemijske reakcije. Zakon masovne akcije
Da bi supstance reagovale, njihovi molekuli moraju da se sudare. Verovatnoća da se dvoje ljudi sudari na prometnoj ulici je mnogo veća nego u napuštenoj. Isto je i sa molekulima. Očigledno je da u

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije. Energija aktivacije
Utjecaj temperature na broj molekularnih sudara može se prikazati pomoću modela. U prvoj aproksimaciji, uticaj temperature na brzinu reakcije određen je Vant Hoffovim pravilom (formulisanim

Reakcije bez i uz učešće elektrona. Ionska izmjena i redoks reakcije
Valentni elektroni određuju ponašanje hemijski element u hemijskim reakcijama. Što manje valentnih elektrona element ima, to lakše odustaje od ovih elektrona (pokazuje svojstva redukcije

Slika reakcija ionske izmjene
Reakcija razmjene u otopini obično se predstavlja sa tri jednačine: molekularnom, punojonskom i skraćenom ionskom. U ionskoj jednadžbi slabi elektroliti, gasovi i slabo rastvorljive supstance predstavljeni su sa m

Pravila za pisanje reakcija jonske izmjene
Prilikom pisanja ionskih jednadžbi obavezno se pridržavajte tablice rastvorljivosti kiselina, baza i soli u vodi, odnosno obavezno provjerite rastvorljivost reagensa i proizvoda

Oksidacija
Oksidacija je proces gubitka elektrona, uz povećanje stepena oksidacije.

Kada je tvar oksidirana, njeno oksidacijsko stanje se povećava kao rezultat gubitka elektrona. At
Oporavak

Redukcija je proces dodavanja elektrona atomu supstance, dok se njeno oksidaciono stanje smanjuje.
Oksidacijski agens i njegov reducirani oblik, ili redukcijski agens i njegov oksidirani oblik čine konjugirani redoks par, a njihove međupretvorbe su oksidacija u

Vrste redoks reakcija
Intermolekularne - reakcije u kojima se oksidirajući i redukcijski atomi nalaze u molekulima različite supstance, na primjer: N2S + Cl2 → S + 2HCl Int

Oksidacija, redukcija
U redoks reakcijama, elektroni se prenose s jednog atoma, molekula ili jona na drugi. Proces gubitka elektrona je oksidacija. Tokom oksidacije, oksidaciono stanje se povećava:

Interakcija sa jednostavnim supstancama
Interakcija sa metalima: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2

Maseni udio
Maseni udio- omjer mase otopljene tvari i mase otopine. Maseni udio se mjeri u udjelima jedinice ili kao postotak:

Molalitet (koncentracija molarne težine, molalna koncentracija)
Molalitet je količina otopljene tvari (broj molova) u 1000 g rastvarača. Izmjereno u molovima po kg, izraz "molalnost" je također uobičajen. Dakle, otopina s koncentracijom 0.

Titar rastvora
Glavni članak: Titar rastvora Titar rastvora je masa rastvorene supstance u 1 ml rastvora.

Rastvorljivost. Ravnoteža u heterogenim sistemima. Proizvod rastvorljivosti slabo rastvorljivih neorganskih supstanci
Rastvorljivost je sposobnost supstance da formira homogene sisteme sa drugim supstancama - rastvorima u kojima se supstanca nalazi u obliku pojedinačnih atoma, jona, molekula ili

Vodene otopine elektrolita. Jaki i slabi elektroliti. Konstanta i stepen disocijacije. Ostwaldov zakon razblaženja
RASTVORE ELEKTROLITA Otopine ELEKTROLITA sadrže primjetne koncentracije jona-katjona i anjona koji nastaju kao rezultat elektrolitička disocijacija kažu

pH vode
Radi praktičnosti, koncentracije su izražene kao pH i hidroksil pH.

Disocijacija jakih elektrolita. Aktivnost jona u rastvorima. Koeficijent aktivnosti. Razumijevanje jonske snage otopina
Jaki elektroliti - hemijska jedinjenja, čiji su molekuli u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirani na ione. Stepen disocijacije takvih elektrolita je blizu

Stepen hidrolize
Stepen hidrolize se odnosi na omjer dijela soli koja prolazi kroz hidrolizu prema ukupnoj koncentraciji njenih jona u otopini. Označava se α (ili hhydr);

Potencijal elektrode. Pojava potencijalnog skoka na međufaznoj granici. Vodikova elektroda. Standardna vodonična elektroda
Potencijal elektrode - razlika električni potencijali između elektrode i elektrolita u kontaktu s njom (najčešće između metala i otopine elektrolita

Elektrohemijska korozija metala u različitim sredinama
Kontaktna bimetalna korozija je vrsta elektrohemijske korozije uzrokovana kontaktom metala koji imaju različite elektrodne potencijale u elektrolitu. Istovremeno, korozija metala

Hemijska interakcija metala s otopinama običnih kiselina i oksidirajućih kiselina
Hlorovodonična kiselina je tehnički naziv za hlorovodoničnu kiselinu. Dobija se otapanjem gasovitog hlorovodonika – HCl – u vodi. Zbog niske rastvorljivosti u vodi, koncentracija so

Razrijeđena sumporna kiselina
U razrijeđenoj vodenoj otopini sumporne kiseline, većina njenih molekula se disocira: H2SO4

Koncentrovana sumporna kiselina
U koncentrovanoj otopini sumporne kiseline (iznad 68%) većina molekula je u nedisocijacijskom stanju, pa sumpor djeluje kao oksidant

Proces elektrolize. Katodni i anodni procesi. Redoslijed pražnjenja čestica na anodi i katodi u zavisnosti od vrijednosti njihovog elektrodnog potencijala
Elektroliza je fizički i kemijski proces koji se sastoji od oslobađanja na elektrodama sastavnih dijelova otopljenih supstanci ili drugih tvari koje su rezultat sekundarnih

Katodne reakcije
Posljednja reakcija se nastavlja s evolucijom vodika.

Kada elek
Matematički pogled

Faradejevi zakoni se mogu napisati kao sljedeća formula: gdje je:
Konfiguracija atoma i jona

Rastvorljivost soli i hidroksida kationa, koja je u osnovi analitičke klasifikacije, kao i sva druga svojstva kationa, funkcionalno je povezana sa položajem odgovarajućih elemenata u periodičnom ciklusu.
Vrste titracije

Postoje direktne, reverzne i supstituentne titracije.
Tokom direktne titracije u rastvor analita (alikvot ili uzorak, titrirana supstanca) d

Vrste titrimetrijske analize
Titrimetrijska analiza se može zasnivati na različitim tipovima hemijskih reakcija: kiselo-bazna titracija - reakcije neutralizacije; redoks titri Ekvivalentna molarna masa supstance

Molarna masa
ekvivalenti se obično označavaju kao ili Ekvivalentni broj ekvivalente određene supstance sadržane u 1 molu ove supstance. Faktorski ekvivalent

Osobine strukture atoma ugljika. Neorganska ugljična jedinjenja (oksidi, karbonati i bikarbonati, karbidi) i njihova svojstva
Ugljik je osnova organskih i bioorganskih spojeva i mnogih polimera. Većina jedinjenja ugljenika klasifikovana je kao organske materije

, ali u ovom radu ćemo obratiti pažnju, so

Čista voda je loš provodnik struje, ali ipak ima mjerljivu električnu provodljivost, što se objašnjava djelomičnom disocijacijom molekula H2O na vodikove ione i hidroksidne ione:

H 2 O H + + OH –

Na osnovu električne provodljivosti čiste vode može se izračunati koncentracija H+ i OH – jona u njoj. Na 25 o C iznosi 10 –7 mol/l.

Konstanta disocijacije H2O izračunava se na sljedeći način:

Prepišimo ovu jednačinu:

Treba naglasiti da ova formula sadrži ravnotežne koncentracije molekula H 2 O, H + i OH – jona, koje su uspostavljene u trenutku ravnoteže u reakciji disocijacije H 2 O. Ali, kako je stepen disocijacije H 2 O vrlo mali, možemo pretpostaviti da je koncentracija nedisociranih molekula H 2 O u trenutku ravnoteže praktično jednaka ukupnoj početnoj koncentraciji vode, tj. 55,56 mol/dm 3 (1 dm 3 H 2 O sadrži 1000 g H 2 O ili 1000: 18 ≈ 55,56 (mol). U razrijeđenim vodenim otopinama možemo pretpostaviti da će koncentracija H 2 O biti ista. Stoga , zamjenjujući u jednačini (42) proizvod dvije konstantne veličine novom konstantom (ili K W

), imat ćemo: Rezultirajuća jednadžba pokazuje da je za vodu i razrijeđene vodene otopine na konstantnoj temperaturi proizvod molarne koncentracije vodikovih iona i hidroksidnih iona konstantna vrijednost. Zove se drugačije .

jonski proizvod vode
U čistoj vodi na 25oC.

Dakle, za navedenu temperaturu:

Kako temperatura raste, vrijednost raste. Na 100 o C dostiže 5,5 ∙ 10 –13 (sl. 34).
Rice. 34. Ovisnost konstante disocijacije vode K w

od temperature t(°C) Rješenja u kojima su koncentracije H + i OH – jona jednake nazivaju se neutralna rješenja . IN kiselo otopine sadrže više vodikovih jona, i alkalna– hidroksid joni.

Ako se, na primjer, čistom H 2 O doda određena količina kiseline i koncentracija H + iona poraste na 10 -4 mol/dm 3, tada će se koncentracija OH – iona odgovarajuće smanjiti tako da proizvod ostane jednak do 10 -14. Dakle, u ovoj otopini koncentracija hidroksidnih iona bit će jednaka 10 -14: 10 -4 = 10 -10 mol/dm 3. Ovaj primjer pokazuje da ako je poznata koncentracija vodikovih iona u vodenoj otopini, tada se određuje i koncentracija hidroksidnih iona. Stoga se reakcija otopine može kvantitativno okarakterizirati koncentracijom H + iona:

neutralni rastvor ®

kiseli rastvor ®

alkalni rastvor ®

U praksi za kvantitativne karakteristike kiselost ili alkalnost rastvora se ne koristi molarna koncentracija sadrži H + ione i njegov negativni decimalni logaritam. Ova količina se zove pH vrijednost i označava se sa pH :

pH = –lg

Na primjer, ako je , tada je pH = 2; ako je , onda pH = 10. U neutralnom rastvoru, pH = 7. U kiselim rastvorima, pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (i što je više, to je rastvor „alkalniji“, tj. niža je koncentracija H+ jona u njemu).

Postoje različite metode za mjerenje pH otopine. Vrlo je zgodno približno procijeniti reakciju otopine pomoću posebnih reagensa tzv acido-bazni indikatori . Boja ovih supstanci u rastvoru se menja u zavisnosti od koncentracije H+ jona u njemu. Karakteristike nekih od najčešćih indikatora prikazane su u tabeli 12.

Tabela 12. Najvažniji acido-bazni indikatori

Čista voda, iako slabo (u poređenju sa rastvorima elektrolita), može provesti električnu struju. To je uzrokovano sposobnošću molekule vode da se raspadne (disocijacije) na dva jona, koji su provodnici električne struje u čistoj vodi (u nastavku disocijacija označava elektrolitičku disocijaciju - razlaganje na ione): H 2 O ↔ H + + OH -

Za otprilike 556.000.000 nedisociranih molekula vode, samo 1 molekul se disocira, ali to je 60.000.000.000 disociranih molekula u 1mm 3. Disocijacija je reverzibilna, odnosno H + i OH - joni mogu ponovo formirati molekul vode. Kao rezultat, dolazi do dinamičke ravnoteže u kojoj je broj raspadnutih molekula jednak broju nastalih H + i OH - jona. Drugim riječima, brzine oba procesa će biti jednake. Za naš slučaj, jednadžba za brzinu kemijske reakcije može se napisati na sljedeći način:

υ 1 = κ 1 (za disocijaciju vode)

υ 2 = κ 2 (za obrnuti proces)

gdje je υ brzina reakcije; κ je konstanta brzine reakcije (ovisno o prirodi reaktanata i temperaturi); , i - koncentracije (mol/l).

U stanju ravnoteže υ 1 = υ 2, dakle: κ 1 = κ 2

Kako su pri određenoj temperaturi količine koje se koriste za izračunavanje jonskog proizvoda vode (K, ) konstantne, konstantna je i vrijednost ionskog proizvoda vode. A budući da disocijacija molekula vode proizvodi isti broj iona i , ispada da će za čistu vodu koncentracije i biti jednake 10 -7 mol/l. Iz postojanosti ionskog produkta vode slijedi da ako broj H + iona postane veći, onda broj HO - jona postaje manji. Na primjer, ako se u čistu vodu doda jaka kiselina HCl, ona će se, kao jak elektrolit, potpuno disocirati na H + i Cl -, kao rezultat toga, koncentracija H + iona će se naglo povećati, a to će dovesti do povećanje brzine procesa suprotnog disocijaciji, jer zavisi od koncentracije jona H + i OH -: υ 2 = κ 2

Jonski proizvod vodé je proizvod koncentracija iona vodika H + i hidroksil iona OH − u vodi ili vodenim otopinama, konstanta autoprotolize vode.

Voda, iako je slab elektrolit, disocira u maloj mjeri:

Ravnoteža ove reakcije je snažno pomaknuta ulijevo. Konstanta disocijacije vode može se izračunati pomoću formule:

· - koncentracija hidronijum jona (protona);

· - koncentracija hidroksidnih jona;

· - koncentracija vode (u molekularnom obliku) u vodi;

Koncentracija vode u vodi, uzimajući u obzir njen nizak stepen disocijacije, praktično je konstantna i iznosi (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

Na 25 °C konstanta disocijacije vode je 1,8 10 -16 mol/l. Jednačina (1) se može prepisati kao:

Konstanta K in, jednaka proizvodu koncentracija protona i hidroksidnih iona, naziva se ionski proizvod vode. Ona je konstantna ne samo za čistu vodu, već i za razrijeđene vodene otopine tvari. Sa povećanjem temperature, disocijacija vode se povećava, pa se povećava i Kv, sa padom temperature - obrnuto. Praktični značaj ionskog proizvoda vode je velik, jer omogućava, uz poznatu kiselost (alkalnost) bilo koje otopine (tj. u poznatoj koncentraciji ili ), da se pronađe odgovarajuća koncentracija ili . Iako u većini slučajeva, radi praktičnosti prezentacije, ne koriste apsolutne vrijednosti koncentracija, već njihove decimalne logaritme uzete sa suprotnim predznakom - odnosno, indeks vodika (pH) i hidroksilni indeks (pOH).

Kako je Kb konstanta, kada se otopini doda kiselina (H + joni), koncentracija hidroksidnih jona OH − će pasti i obrnuto. U neutralnom okruženju = = mol/l. Pri koncentraciji > 10 −7 mol/l (odnosno, koncentracija< 10 −7 моль/л) среда будет kiselo; Pri koncentraciji > 10 −7 mol/l (odnosno, koncentracija< 10 −7 моль/л) - alkalna.

27. Puferske otopine: njihov sastav, svojstva, mehanizam djelovanja. Kapacitet bafera

Puferska rješenja- ovo su rješenja koja sadrže pufer sisteme. Puferski sistemi su smjese koje sadrže slabe kiseline i njihove soli sa jakim bazama ili slaba osnova i njihove soli sa jakim kiselinama. Takve otopine imaju stabilnu koncentraciju H+ iona kada se razrijede neutralnim otapalom (vodom) i dodaju im određene količine jakih kiselina ili baza.

Puferske otopine nalaze se u vodama svjetskih okeana, otopinama tla i živim organizmima. Ovi sistemi obavljaju funkcije regulatora koji održavaju aktivnu reakciju okoline na određenoj vrijednosti potrebnoj za uspješno odvijanje metaboličkih reakcija. Puferske otopine dijele se na kisele i bazične. Primer prvog bi bio acetatni pufer sistem, a primer drugog amonijum puferski sistem. Postoje prirodna i umjetna pufer rješenja. Prirodna puferska otopina je krv, koja sadrži bikarbonate, fosfate, proteine, hemoglobin i kiselinske puferske sisteme. Umjetna puferska otopina može biti acetatni pufer koji se sastoji od CH3COOH.

Razmotrimo karakteristike unutrašnjeg sastava i mehanizma djelovanja puferskih sistema na primjeru acetatnog puferskog sistema: acetatna kiselina/natrijum acetat. IN vodena sredina komponente puferskog sistema prolaze kroz elektrolitičku disocijaciju. Natrijum acetat, kao sol slabe kiseline i jake baze, potpuno se disocira na ione. Prisustvo anjona u takvoj puferskoj smjesi ovisi o koncentraciji soli u njoj i stupnju njene disocijacije. Koncentracija H+ jona u pufer sistemu je direktno proporcionalna koncentraciji kiseline u njemu i obrnuto proporcionalna sadržaju soli ove kiseline u njemu.

Dakle, koncentracija H+ jona u glavnom puferu je direktno proporcionalna koncentraciji soli u njemu i obrnuto proporcionalna koncentraciji baze.

Na primjer, potrebno je pripremiti acetatni pufer s nekoliko pH vrijednosti. Prvo pripremite 5M rastvora acetatne kiseline i natrijum acetata. Za pripremu prve otopine uzmite 50 ml svake komponente. Vodeći se formulom, odredite koncentraciju H+ iona u rezultirajućem rastvoru.

Za sljedeću pufersku otopinu uzmite 80 ml otopine kiseline i 20 ml ranije pripremljene otopine soli. Postoji niz recepata za razne puferske otopine koje se koriste hemijska analiza i laboratorijsku praksu.

Puferske otopine karakteriziraju određena svojstva. To, prije svega, uključuje puferiranje – sposobnost održavanja konstantne koncentracije H+ iona kada se u pufersku otopinu doda određena količina jake kiseline ili jake baze. Na primjer, ako se u acetatni pufer doda mala količina kloridne kiseline, pH se neće pomaknuti na kiselu stranu, jer će kloridna kiselina proći reakciju razmjene sa solju slabe kiseline. Kao rezultat reakcije, jaka kiselina koja može pomjeriti pH na kiselu stranu zamjenjuje se slabom kiselinom i neutralnom soli. Stupanj disocijacije slabe otopine elektrolita opada kako se njegova koncentracija povećava, teži nuli i ne dolazi do promjene pH vrijednosti.

Kapacitet puferske otopine(sa engleskog tampon- amortizer, engleski buff- ublaži šokove) - količina kiseline ili baze potrebna za promjenu pH otopine pufera za tačno 1.

Puferska smjesa, puferski rastvor, puferski sistem- kombinacija supstanci, sistem koji održava konstantan pH.