Главная→Неонатология→Диссоциация воды. Что такое диссоциация воды? Процесс диссоциации воды

Диссоциация воды. Что такое диссоциация воды? Процесс диссоциации воды

Вода - слабый амфотерный электролит.

Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода Н + таково:

Без учета гидратации ионов Н + уравнение диссоциации воды имеет вид:

Как видно из второго уравнения, концентрации ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН — в воде одинаковы. При 25 о С [Н + ] = [ОН — ] = 10 -7 моль/л.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды (K H 2 O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O - величина постоянная, и при температуре 25 о С

K H 2 O = 10 -7 ∙10 -7 = 10 -14

В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН — - величина постоянная при данной температуре. Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН — , если известна концентрация ионов водорода Н + , и наоборот.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н + или гидроксид-ионов ОН — .

В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую.

Нейтральная среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

[Н + ] = = 10 -7 моль/л

Кислая среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

[Н + ] > [ОН — ], > 10 -7 моль/л

Щелочная среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

< , < 10 -7 моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш).

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg.

Например, если = 10 -3 моль/л, то pН = 3, среда раствора - кислая; если [Н + ] = 10 -12 моль/л, то pН = 12, среда раствора - щелочная:

Чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора.

Зависимость между концентрацией ионов Н + , величиной рН и средой раствора показана на следующей схеме:

Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. рН раствора.

На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин . Они изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус - в интервале рН от 5,0 до 8,0; метилоранж - от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин - от 8,2 до 10,0.

Изменение цвета индикаторов показано на схеме:

Заштрихованные области показывают интервал изменения окраски индикатора.

Кроме указанных выше индикаторов, применяют также универсальный индикатор, который можно использовать для приблизительного определения рН в широком интервале от 0 до 14.

Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Поэтому определение рН растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных, величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н + является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.

Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет рН 1,7; рН крови человека равен 7,4; слюны - 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении рН: каталаза крови при рН 7 пепсин желудочного сока - при рН 1,5-2; и т. д.

Исключительно важную роль в биологических процессах играет вода, являющаяся обязательной составной частью (от 58 до 97%) всех клеток и тканей человека, животных, растений и простейших организмов Вода- это среда, в которой протекают самые разнообразные биохимические процессы.

Вода обладает хорошей растворяющей способностью и вызывает электролитическую диссоциацию многих растворенных в ней веществ.

Процесс диссоциации воды согласно теории Бренстеда протекает по уравнению:

Н 2 0+Н 2 0 Н 3 О + + ОН - ; ΔН дис = +56,5 КДж/моль

Т.е. одна молекула воды отдает, а другая - присоединяет протон, происходит автоионизация воды:

Н 2 0 Н + + ОН - - реакция депротонирования

Н 2 0 + Н + Н 3 О + - реакция протонирования

Константа диссоциации водыпри 298°К, определенная методом электрической проводимости равна:

а(Н +) - активность ионов Н + (для краткости вместо НзО + пишут Н +);

а(ОН -) - активность ионов ОН - ;

а(Н 2 0)- активность воды;

Степень диссоциации воды очень мала, поэтому активность водород - и гидроксид - ионов в чистой воде практически равны их концентрациям. Концентрация воды является постоянной величиной и равна 55,6 моль.

(1000г: 18г/моль= 55,6 моль)

Подставляя в выражение для константы диссоциации Кд(Н 2 0) это значение, а вместо активностей водород - и гидроксид - ионов их концентрации, получают новое выражение:

К(Н 2 0)=С(Н +)×С(ОН -)=10 -14 мол 2 /л 2 при 298К,

Более точно К(Н 2 0)= а(Н +)×а(ОН -)= 10 -14 моль 2 л 2 -

К(Н 2 0) называют ионным произведением воды или константой автоионизации.

В чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре произведение концентраций (активностей) водород - и гидроксид - ионов есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды.

Константа К(Н 2 0) зависит от температуры. При повышении температуры она увеличивается, т.к. процесс диссоциации воды - эндотермический. В чистой воде или водных растворах разных веществ при 298К активности (концентрации) водород - и гидроксид - ионов будут составлять:

а(Н +)=а(ОН -)=К(Н 2 0) = 10 -14 =10 -7 моль/л.

В кислых или щелочных растворах эти концентрации уже не будут равны друг другу, но изменяться будут сопряжено: при увеличении одной из них соответственно будет уменьшаться другая и наоборот, например,

а(Н +)=10 -4 , а(ОН -)=10 -10 , их произведение всегда составляет 10 -14

Водородный показатель

Качественно реакцию среды выражают через активность водородных ионов. На практике пользуются не этой величиной, а водородным показателем рН - величиной, численно равной отрицательному десятичному логарифму активности (концентрации) водородных ионов, выраженной в моль/л.

рН= - lga (H + ),

а для разбавленных растворов

рН= - lgC (H + ).

Для чистой воды и нейтральных сред при 298К рН=7; для кислых растворов рН<7, а для щелочных рН>7.

Реакцию среды можно охарактеризовать и гидроксильным показателем:

рОН= - lga (OH - )

или приближенно

рОН= - Ig С(О H - ).

Соответственно в нейтральной среде рОН=рН=7; в кислой среде рОН>7, а в щелочной рОН<7.

Если взять отрицательный десятичный логарифм выражения ионного произведения воды, получим:

рН + рОН=14.

Следовательно, рН и рОН также являются сопряженными величинами. Их сумма для разбавленных водных растворов всегда равна 14. Зная рН, легко вычислить рОН:

рН=14 – рОН

и наоборот:

р OH = 14 - рН.

В растворах различают активную, потенциальную (резервную) и общую кислотность.

Активная кислотность измеряется активностью (концентрацией) водород-ионов в растворе и определяет рН раствора. В растворах сильных кислот и оснований рН зависит от концентрации кислотыили основания, и активность ионов Н + и ОН - может быть рассчитана по формулам:

а(Н + )= C(l/z кислота)×α каж.; рН= - lg а(Н + )

a(ОН - )=C(l/z основание)×α каж.; рН= - lg а(ОН - )

рН= - lgC(l/z кислота) – для предельно разбавленных растворов сильных кислот

рОН= - lgC(l/z основание) - для предельно разбавленных растворов оснований

Потенциальная кислотность измеряется количеством водород-ионов, связанных в молекулахкислоты, т.е. представляет собой «запас» недиссоциированных молекул кислоты.

Общая кислотность - сумма активной и потенциальной кислотностей, которая определяется аналитической концентрацией кислоты и устанавливается титрованием

Одним из удивительных свойств живых организмов является кислотно-основной

гомеостаз - постоянство рН биологических жидкостей, тканей и организмов. В таблице 1 представлены значения рН некоторых биологических объектов.

Таблица 1

Из данных таблицы видно, что рН различных жидкостей в организме человека изменяется в довольно широких пределах в зависимости от местонахождения. КРОВЬ, как и другие биологические жидкости, стремится сохранить постоянное значение водородного показателя, значения которого представлены в таблице 2

Таблица 2

Изменения рН от указанных величин всего на 0,3 в сторону увеличения или уменьшения приводит к изменению обмена ферментативных процессов, что у человека вызывает тяжелое болезненное состояние. Изменение рН всего на 0,4 уже несовместимо с жизнью. Исследователи установили, что в регуляции кислотно-щелочного равновесия участвуют следующие буферные системы крови: гемоглобиновая, бикарбонатная, белковая и фосфатная. Доля каждой системы в буферной емкости представлена в таблице 3.

Таблица 3

Все буферные системы организма по механизму действия едины, т.к. состоят они из слабой кислоты: угольной, дигидрофосфорной (дигидрофосфат-ион), белковой, гемоглабиновый (оксогемоглобиновой) и солей этих кислот, в основном натриевых, обладающих свойствами слабых оснований. Но так как по быстроте ответной реакции бикарбонатная система в организме не имеет себе равных, то способность сохранять постоянство среды в организме рассмотрим с помощью этой системы.

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

H 2 O ↔ H + + OH -

Примерно на 556 000 000 не диссоциированных молекул воды диссоциирует только 1 молекула, однако это 60 000 000 000 диссоциированных молекул в 1мм 3 . Диссоциация обратима, то есть ионы H + и OH - могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H + и OH - ионов. Другими словами скорости обоих процессов будут равны. Для нашего случая, уравнение скорости химической реакции можно написать так:

υ 1 = κ 1 (для диссоциации воды)

υ 2 = κ 2 (для обратного процесса)

где υ - скорость реакции; κ - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); , и - концентрации (моль/л).

В состоянии равновесия υ 1 = υ 2 , следовательно:

κ 1 = κ 2

Проведем нехитрые математические действия и получим:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

K - константа равновесия, а в нашем случаи константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы веществ, и не зависящая от концентраций (также как κ 1 и κ 2). K для воды 1,8 10 -16 при 25 °C (справочная величина).

Вследствие очень малого количества продиссоциированных молекул концентрацию можно принять равной общей концентрации воды, а общую концентрацию воды в разбавленных растворах как величину постоянную: =1000(г/л)/18(г/моль)=55,6 моль/л.

Заменяя κ 1 /κ 2 на K и используя величину , определяем чему равно произведение концентраций и , которое называется - ионное произведение воды :

K = /55,6 моль/л
1,8 10 -16 55,6 моль/л =
10 -14 =

Так как, при определенной температуре, величины используемые в расчете ионного произведения воды (K , ) постоянны, значение ионного произведения воды так же постоянно. А поскольку при диссоциации молекулы воды образуется одинаковое количество ионов и , получается что для чистой воды концентрации и будут равны 10 -7 моль/л . Из постоянства ионного произведения воды следует, что если количество ионов H + становится больше, то количество ионов HO - становится меньше. Например, если к чистой воде добавить сильную кислоту HCl, она как сильный электролит вся продиссоциирует на H + и Cl - , в результате концентрация ионов H + резко увеличится, и это приведет к увеличению скорости процесса противоположного диссоциации, так как она зависит от концентраций ионов H + и OH - :

υ 2 = κ 2

В ходе ускорившегося процесса противоположного диссоциации, концентрация ионов HO - уменьшится до величины соответствующей новому равновесию, при котором их будет так мало, что скорости диссоциации воды и обратного процесса снова будут равны. Если концентрация получившегося раствора HCl равна 0,1моль/л, равновесная концентрация будет равна:

= 10 -14 /0,1 = 10 -13 моль/л

При добавлении сильного основания NaOH сдвиг будет в сторону уменьшения концентрации H + .

H 2 O ↔ H + + OH -

υ 1 = κ 1 (для диссоциации воды)

υ 2 = κ 2 (для обратного процесса)

В состоянии равновесия υ 1 = υ 2 , следовательно:

κ 1 = κ 2

Проведем нехитрые математические действия и получим:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

=1000(г/л)/18(г/моль)=55,6 моль/л.

K = /55,6 моль/л
1,8 10 -16 55,6 моль/л =
10 -14 =

υ 2 = κ 2

= 10 -14 /0,1 = 10 -13 моль/л

При добавлении сильного основания NaOH сдвиг будет в сторону уменьшения концентрации H + .

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Электронные облака орбиталей с разными значениями l имеют разную конфигурацию, а с одинаковыми l похожую

Современная квантово механическая теория гласит что атом любого элемента имеет сложную структуру положительная часть атома положительный заряд.. квантовая теория подразумевает что энергия электрона может принимать только.. так при l s орбиталь для электрона с любым значением главного квантового числа n электронное облако ограничено..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Строение атомов и принцип Паули
Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химичес

Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Сигма- и Пи- ковалентные связи
атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металл

Sp-гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома уг

Геометрическая форма и полярность молекул
Гибридизация Геометрическая форма Угол между связями sp Линейная 180° sp

Ионная связь как предельный случай поляризации ковалентной связи. Электростатическое взаимодействие ионов
Ионная связь - очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара

Химические свойства основных оксидов
1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания: Na2O + H2O → 2NaOH. 2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, обра

Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту: SO3 + H2O → H2SO4. Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO

Химические свойства амфотерных оксидов
1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате

Основания. Химические свойства оснований. Амфотерные состояния,реакции их взаимодействия с кислотами и щелочами
Основание - это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда

Характерные реакции
Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например: ZnO + H2SO4

Кислоты. Бескислородные и кислородные кислоты. Свойства кислот (серная,соляная,азотная)
Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться, и кислотных остатков. Кислотный остаток имеет отрицательный заряд.

Серная кислота
Се́рная кислота́ H2SO4 - сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная

Нитраты
Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в во

Гомогенный катализ
Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии: H2О2 + I → H2О + IO

Гетерогенный катализ
При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела - катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практик

Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс
Чтобы вещества прореагировали, необходимо, чтобы их молекулы столкнулись. Вероятность столкновения двух людей на оживленной улице гораздо выше, чем на пустынной. Так и с молекулами. Очевидно, что в

Влияние температуры на скорость химической реакции. Энергия активации
Влияние температуры на количество столкновений молекул может быть показано с помощью модели. В первом приближении влияние температуры на скорость реакций определяется правилом Вант-Гоффа (сформулир

Реакции без участия и с участием электронов. Ионно-обменные и окислительно-восстановительные реакции
Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановит

Изображение реакций ионного обмена
Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают м

Правила написания реакций ионного обмена
При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде, то есть обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов

Окисление
Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления. При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Ат

Восстановление
Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается. При восстановлении атомы или ионы присоединяю

Окислительно-восстановительная пара
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-во

Виды окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl Внут

Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

Взаимодействие с простыми веществами
Взаимодействие с металлами: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2

Массовая доля
Массовая доля - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах:

Моляльность (молярная весовая концентрация, моляльная концентрация)
Моляльность - количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,

Титр раствора
Основная статья: Титр раствора Титр раствора - масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

Растворимость. Равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости малорастворимых неорганических веществ
Раствори́мость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или

Водные растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации мол

PH воды
Для удобства, концентрации и выражают в виде водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH

Диссоциация сильных электролитов. Активность ионов в растворах. Коэффициент активности. Представление об ионной силе растворов
Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к

Степень гидролиза
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);

Электродный потенциал. Возникновение скачка потенциала на межфазной границе. Водородный электрод. Стандартный водородный электрод
Электро́дный потенциа́л - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электроли

Электрохимическая коррозия металлов в различных средах
Контактная биметаллическая коррозия является разновидностью электрохимической коррозии, вызванной контактом металлов, имеющих разные электродные потенциалы в электролите. При этом коррозия метала с

Химическое взаимодействие металлов с растворами обычных кислот и кислот окислителей
Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl. Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация со

Разбавленная серная кислота
В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют: H2SO4

Концентрированная серная кислота
В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера

Процесс электролиза. Катодные и анодные процессы. Порядок разряда частиц на аноде и катоде в зависимости от значения их электродного потенциала
Электро́лиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных

Катодные реакции
Последняя реакция протекает свыделением водорода. При элек

Математический вид
Законы Фарадея можно записать в виде следующей формулы: где:

Конфигурацией атомов и ионов
Растворимость солей и гидроксидов катионов, лежащая в основе аналитической классификации, как и все другие свойства катионов, функционально связана с положением соответствующих элементов в периодич

Типы титрования
Различают прямое, обратное титрование и титрование заместителя. При прямом титровании к раствору определяемого вещества (аликвоте или навеске, титруемому веществу) д

Виды титриметрического анализа
Титриметрический анализ может быть основан на различных типах химических реакций: кислотно-основное титрование - реакции нейтрализации; окислительно-восстановительное титров

Эквивалентная молярная масса вещества
Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как или

Число эквивалентности
Число эквивалентности z представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов некоторого вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества. Фактор эквивале

Особенности строения атома углерода. Неорганические соединения углерода (оксиды,карбонаты и гидрокарбонаты,карбиды) и их свойства
Углерод – основа органических, биоорганических соединений и многих полимеров. Большинство соединений углерода относятся к органическим веществам, но в этой работе мы уделим внимание, так н

υ 1 = κ 1 (для диссоциации воды)

υ 2 = κ 2 (для обратного процесса)

В состоянии равновесия υ 1 = υ 2 , следовательно: κ 1 = κ 2

Так как, при определенной температуре, величины используемые в расчете ионного произведения воды (K, ) постоянны, значение ионного произведения воды так же постоянно. А поскольку при диссоциации молекулы воды образуется одинаковое количество ионов и , получается что для чистой воды концентрации и будут равны 10 -7 моль/л. Из постоянства ионного произведения воды следует, что если количество ионов H + становится больше, то количество ионов HO - становится меньше. Например, если к чистой воде добавить сильную кислоту HCl, она как сильный электролит вся продиссоциирует на H + и Cl - , в результате концентрация ионов H + резко увеличится, и это приведет к увеличению скорости процесса противоположного диссоциации, так как она зависит от концентраций ионов H + и OH - : υ 2 = κ 2

Ионное произведение воды ́ - произведение концентраций ионов водорода Н + и ионов гидроксила OH − в воде или в водныхрастворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

· - концентрация ионов гидроксония (протонов);

· - концентрация гидроксид-ионов;

· - концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10 −16 моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Константа K в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды . Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K в, при понижении температуры - наоборот. Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации или ) найти соответственно концентрации или . Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами - соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как K в - константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H +), концентрация гидроксид-ионов OH − будет падать и наоборот. В нейтральной среде = = моль/л. При концентрации > 10 −7 моль/л (соответственно, концентрации < 10 −7 моль/л) среда будет кислой ; При концентрации > 10 −7 моль/л (соответственно, концентрации < 10 −7 моль/л) - щелочной .

27. Буферные растворы: их состав, свойства, механизм действия. Буферная емкость

Буферные растворы - это растворы, содержащие буферные системы. Буферными системами называются смеси, в составе которых содержатся в определенном количественном соотношении слабые кислоты и их соли с сильными основаниями или слабые основания и их соли с сильными кислотами. Такие растворы обладают устойчивой концентрацией ионов Н+ при разбавлении нейтральным растворителем (водой) и добавлении к ним определенного количества сильных кислот или оснований.

Буферные растворы находятся в водах мирового океана, почвенных растворах и живых организмах. Эти системы выполняют функции регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды при определенном значении, необходимом для успешного протекания реакций обмена веществ. Буферные растворы классифицируются на кислотные и основные. Примером первых может быть ацетатная буферная система, вторых - аммонийная. Различают естественные и искусственные буферные растворы. Естественным буферным раствором является кровь, содержащая гидрокарбонатную, фосфатную, белковую, гемоглобиновую и кислотную буферные системы. Искусственным буферным раствором может быть ацетатный буфер, состоящий из СН3СООН.

Особенности внутреннего состава и механизма действия буферных систем рассмотрим на примере ацетатной буферной системы: ацетатная кислота/ацетат натрия. В водной среде компоненты буферной системы подвергаются электролитической диссоциации. Ацетат натрия как соль слабой кислоты и сильного основания целиком диссоциирует на ионы. Наличие анионов в такой буферной смеси зависит от концентрации в ней соли и степени ее диссоциации. Концентрация ионов Н+ в буферной системе прямо пропорциональна концентрации в ней кислоты и обратно пропорциональна содержанию в ней соли этой кислоты.

Таким образом, концентрация ионов Н+ в основном буфере прямо пропорциональна концентрации в нем соли и обратно пропорциональна концентрации основания.

примеру, необходимо приготовить ацетатный буфер с несколькими значениями pH. Вначале приготовляют 5М растворы ацетатной кислоты и ацетата натрия. Для приготовления первого раствора берут по 50 мл каждого из компонентов. Руководствуясь формулой, определяют концентрацию ионов Н+ в полученном растворе.

Для следующего буферного раствора берут 80 мл раствора кислоты и 20 мл раствора соли, приготовленных ранее. Существует ряд прописей различных буферных растворов, применяемых в химическом анализе и лабораторной практике.

Для буферных растворов характерны некоторое свойства. К таковым, в первую очередь, относится буферность – способность сохранять постоянство концентрации ионов Н+ при добавлении в буферный раствор определенного количества сильной кислоты или сильного основания. Например, если к ацетатному буферу добавить небольшое количество хлоридной кислоты, сдвига рН в кислую сторону не произойдет, так как хлоридная кислота вступит в реакцию обменного разложения с солью слабой кислоты. В результате реакции сильная кислота, способная сдвинуть рН в кислую сторону, заменяется слабой кислотой и нейтральной солью. Степень диссоциации раствора слабого электролита при увеличении его концентрации уменьшается, стремится к нулю, и сдвиг рН не происходит.

Буферная ёмкость раствора (от англ. buffer - амортизатор, англ. buff - смягчать толчки) - такое количество кислоты или основания, нужное для изменения pH буферного раствора ровно на 1.

Буферная смесь, буферный раствор, буферная система - сочетание веществ, система, поддерживающая постоянство pH.