Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Согласно протолитической теории Брэнстеда и Лоури, вода не нейтральный растворитель. Ее молекула может быть донором и акцептором протонов, т.е. является амфолитом. Явление, когда молекулы одного и того же вещества одновременно выступают в качестве кислоты и основания, называются автопротолизом. Сокращенно автопротолиз воды можно записать как процесс ее диссоциации на ионы.

Н2О Н++ОН-

Применяя закон действующих масс, запишем константу диссоциации воды, значение которой можно вычислить по данным измерения электрической проводимости воды.

Кд= Ионное произведение воды. Водородный показатель. - student2.ru =1,8·10-16 (при 22ºС)

В знаменателе дроби - концентрация недиссоциированных молекул воды, которую можно считать постоянной и определить в 1 л, приняв массу 1л воды за 1000г.

2О]= Ионное произведение воды. Водородный показатель. - student2.ru Ионное произведение воды. Водородный показатель. - student2.ru =55,56 молей,

тогда

Кд= Ионное произведение воды. Водородный показатель. - student2.ru =1,8·10-16

Или [Н+]·[ОН-]=1·10-14 моль-ион/л (ионное произведение воды или константа автопротолиза).

Ионное произведение воды - произведение равновесных концентраций катионов водорода и гидроксид ионов, величина постоянная и равна 10-14 моль-ион/л.

Таким образом, ионное произведение воды позволяет для любого водного раствора найти концентрацию ОН- по известной концентрации Н+, и наоборот.

Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н+. В нейтральных растворах [Н+]=[ОН-]=√10-14=10-7моль-ион/л. В кислых растворах [Н+]>10-7моль-ион/л, в щелочных [Н+]<10-7моль-ион/л.

Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным показателем и обозначая ее рН.

рН=-lg[Н+], рОН=-lg[ОН-], рН+рОН=14

Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном. Буква «р» - начальная от датского слова potenz (степень), «Н»- символ водорода.

В кислых растворах рН <7, в нейтральных =7, в щелочных >7.

В обычной лабораторной практике рН измеряют с погрешностью 0,02. По этой причине не следует приводить значение рН раствора более чем с двумя цифрами после запятой.

В растворах слабых кислот НА кислотно-основное равновесие имеет вид

НА+Н2О Н3О+- или

НА Н+-

Константа кислотной диссоциации (константа кислотности) Ка равна:

Ка=[Н+]· [А-]/[НА]

В растворе слабых оснований В кислотно-основное равновесие имеет вид

В+ Н2О ВН++ОН-

Где В-основание, а ВН+ - сопряженная В кислота. Константа кислотно-основного равновесия в этом случае в соответствии с законом действующих масс равна:

Кb=[BН+]· [ОН-]/[В]

Константу Кb называют константой диссоциации основания В или константой основности.

Величины Ка и Кb для сопряженной кислотно-основной пары связаны также простым соотношением.

Ка Кb=10-14 или рКа+рКb=14, рКb=14-рКа

Таким образом, сила кислот и оснований может быть выражена в общей шкале рКа, подобно тому, как реакция среды характеризуется водородным показателем рН.

Гидролиз солей

Кроме реакции диссоциации в растворе происходят реакции обмена между протолитом и растворителем (для водных растворов - гидролиз, для неводных – сольволиз). Гидролиз – реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к образованию слабого электролита с изменением характера среды.

Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой и наоборот. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются.

Пример:

1. Взаимодействие соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

СН3СООNa+ HOH СН3СООH+NaOH

СН3СОО-+ HOH СН3СООH+OH- , рН>7, среда щелочная

2. Взаимодействие соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием.

NH4Cl+HOH NH4OH+HCl

NH4++ HOH NH4OH+H+, рН<7, среда кислая

3. Взаимодействие соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.

СН3СООNH4 СН3СОО-+ NH4+

СН3СОО-+HOH СН3СООH+OH-

NH4++ HOH NH4OH+H+

СН3СООNH4+HOH NH4OH+ СН3СООH, рН~7, среда нейтральная.

Механизм гидролиза солей заключается в поляризационном взаимодействии ионов соли с их гидратной оболочкой. Чем сильнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз.

Все рассмотренные случаи гидролиза касались солей, образованных однокислотными основаниями и одноосновными кислотами. Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований гидролизуются ступенчато, образуя при этом кислые и основные соли.

Например, соли Na2CO3, К3РО4 гидролзуются ступенчато, образуя кислые соли.

Соли AlCl3, Cu(NO3)3, CrCl3 гидролизуются ступенчато с образованием на промежуточных стадиях основных солей.

Процесс гидролиза характеризуется константой гидролиза (Кгидр) и степенью гидролиза (α). Константа гидролиза отвечает за глубину протекания процесса.

Рассмотрим взаимодействие хлорида аммония с водой:

NH4Cl+H2O NH4OH+HCl

NH4++ H2O NH4OH+H+, рН<7, среда кислая

Запишем константу равновесия, характеризующую процесс взаимодействия хлорида аммония с водой:

Кравн=[NH4OH][H+] = Кгидр

[NH4+][H2O]

Степень гидролиза представляет собой отношение концентраций гиролизуемой соли к общей концентрации соли и выражают в долях единицы или в процентах:

α = Ионное произведение воды. Водородный показатель. - student2.ru

Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры. Согласно закону действующих масс, степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Качественно влияние температуры на степень гидролиза можно прогнозировать на основе принципа Ле Шателье. Так, реакция экзотермична (∆Н0=-56,5 кДж /моль), то противоположный ей процесс гидролиза является эндотермическим. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье с повышением температуры степень гидролиза растет.

Гидролиз характерен для многих классов неорганических и органических соединений. Гидролиз неорганических соединений важен для оценки их токсичности, а гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и т.п., но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов.

Роль гидролиза в биохимических процессах трудно переоценить. Прежде всего, необходимо отметить ферментативный гидролиз, благодаря которому, три основных компонента пищи - жиры, белки, углеводы - в желудочно-кишечном тракте расщепляются водой на более мелкие фрагменты. В общем виде гидролиз пищевых компонентов описывается

R1-O-R2+H2O→ R1-OH + R2-OH

где R1, R2 – фрагменты биоорганической молекулы, связанные через кислород.

Без этого процесса не было бы возможно усвоение пищевых продуктов, так как всасываться в кишечнике способны только относительно небольшие молекулы. Так, например, усвоение полисахаридов и дисахаридов становится возможным лишь после полного их гидролиза ферментами до моносахаридов. Точно так же белки и липиды гидролизуются до веществ, которые лишь потом могут усваиваться.

Наши рекомендации