mājas→Neonatoloģija→ūdens disociācija. Kas ir ūdens disociācija? Ūdens disociācijas process

ūdens disociācija. Kas ir ūdens disociācija? Ūdens disociācijas process

Ūdens- vājš amfoteriskais elektrolīts.

Ūdens jonizācijas vienādojums, ņemot vērā ūdeņraža jonu H + hidratāciju, ir:

Neņemot vērā H + jonu hidratāciju, ūdens disociācijas vienādojumam ir šāda forma:

Kā redzams no otrā vienādojuma, ūdeņraža jonu H + un hidroksīda jonu OH - koncentrācijas ūdenī ir vienādas. 25 o C temperatūrā [H +] \u003d [OH -] \u003d 10 -7 mol / l.

Ūdeņraža jonu un hidroksīda jonu koncentrāciju reizinājumu sauc ūdens jonu produkts(K H 2 O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O ir nemainīga vērtība 25 ° C temperatūrā

K H 2 O \u003d 10 -7 ∙10 -7 \u003d 10 -14

Atšķaidītos elektrolītu ūdens šķīdumos, tāpat kā ūdenī, ūdeņraža jonu H + un hidroksīda jonu OH - koncentrāciju reizinājums ir nemainīga vērtība noteiktā temperatūrā. Ūdens jonu produkts ļauj jebkuram ūdens šķīdumam aprēķināt hidroksīda jonu koncentrāciju OH - ja ir zināma ūdeņraža jonu koncentrācija H +, un otrādi.

Jebkura ūdens šķīduma vidi var raksturot ar ūdeņraža jonu H + vai hidroksīda jonu koncentrāciju OH - .

Ūdens šķīdumos ir trīs veidu barotnes: neitrāls, sārmains un skābs.

Neitrāla vide- šī ir vide, kurā ūdeņraža jonu koncentrācija ir vienāda ar hidroksīda jonu koncentrāciju:

[H+] = = 10-7 mol/l

skāba vide ir vide, kurā ūdeņraža jonu koncentrācija ir lielāka par hidroksīda jonu koncentrāciju:

[H +] > [OH -], > 10-7 mol/l

Sārmaina vide- šī ir vide, kurā ūdeņraža jonu koncentrācija ir mazāka par hidroksīda jonu koncentrāciju:

< , < 10 -7 моль/л

Šķīduma vides raksturošanai ir ērti izmantot tā saukto pH vērtību (pH).

pH pH sauc par ūdeņraža jonu koncentrācijas negatīvo decimālo logaritmu: pH = -lg.

Piemēram, ja \u003d 10 -3 mol / l, tad pH \u003d 3, šķīduma vide ir skāba; ja [H + ] = 10 -12 mol / l, tad pH = 12, šķīduma vide ir sārmaina:

Jo zemāks pH ir 7, jo skābāks ir šķīdums. Jo augstāks pH ir 7, jo augstāka ir šķīduma sārmainība.

Attiecība starp H + jonu koncentrāciju, pH vērtību un šķīduma vidi ir parādīta šādā diagrammā:

Ir dažādas pH mērīšanas metodes. Kvalitatīvi vides raksturs ūdens šķīdumi elektrolītus nosaka, izmantojot indikatorus.

rādītājiem sauc vielas, kas atgriezeniski maina savu krāsu atkarībā no šķīdumu vides, t.i., šķīduma pH.

Praksē tiek izmantoti rādītāji lakmuss, metilapelsīns (metiloranžs) un fenolftaleīns. Tie maina savu krāsu nelielā pH diapazonā: lakmuss - pH diapazonā no 5,0 līdz 8,0; metiloranžs - no 3,1 līdz 4,4 un fenolftaleīns - no 8,2 līdz 10,0.

Indikatoru krāsas izmaiņas ir parādītas diagrammā:

Iekrāsotie apgabali parāda indikatora krāsas maiņas intervālu.

Papildus iepriekš minētajiem indikatoriem tiek izmantots arī universāls indikators, ar kuru var aptuveni noteikt pH plašā diapazonā no 0 līdz 14.

PH vērtībai ir liela nozīmeķīmiskajos un bioloģiskajos procesos, jo atkarībā no vides rakstura šie procesi var noritēt dažādos ātrumos un dažādos virzienos.

Tāpēc šķīdumu pH noteikšana ir ļoti svarīga medicīnā, zinātnē, tehnoloģijā un lauksaimniecībā. Asins vai kuņģa sulas pH izmaiņas ir diagnostikas tests medicīnā. PH novirzes no normālām vērtībām pat par 0,01 vienību liecina par patoloģiskiem procesiem organismā. Ūdeņraža jonu H + koncentrāciju noturība ir viena no svarīgām dzīvo organismu iekšējās vides konstantēm.

Tātad ar normālu skābumu kuņģa sulas pH ir 1,7; cilvēka asiņu pH ir 7,4; siekalas - 6,9. Katrs enzīms funkcionē pie noteiktas pH vērtības: asins katalāze pie pH 7 kuņģa pepsīns pie pH 1,5-2; utt.

Ārkārtīgi svarīgu lomu bioloģiskajos procesos spēlē ūdens, kas ir būtiska sastāvdaļa (no 58 līdz 97%) visām cilvēka, dzīvnieku, augu un vienšūņu šūnām un audiem. ir trešdiena kurā notiek dažādi bioķīmiski procesi.

Ūdenim ir laba šķīdināšanas spēja un tas izraisa daudzu tajā izšķīdušo vielu elektrolītisko disociāciju.

Ūdens disociācijas process saskaņā ar Bronsteda teoriju notiek saskaņā ar vienādojumu:

H 2 0+H 2 0 N 3 O + + OH - ; ΔН dis = +56,5 kJ/mol

Tie. viena ūdens molekula atsakās, bet otra pievieno protonu, notiek ūdens autojonizācija:

H 2 0 N + + OH - - deprotonācijas reakcija

H 2 0 + H + H 3 O + - protonēšanas reakcija

Ūdens disociācijas konstante 298°K temperatūrā, kas noteikta ar elektrovadītspējas metodi, ir:

a(H +) - H + jonu aktivitāte (īsumam, H3O + vietā rakstīt H +);

a (OH -) - OH - jonu aktivitāte;

a (H 2 0) - ūdens aktivitāte;

Ūdens disociācijas pakāpe ir ļoti maza, tāpēc ūdeņraža un hidroksīda jonu aktivitāte tīrā ūdenī ir gandrīz vienāda ar to koncentrāciju. Ūdens koncentrācija ir nemainīga un vienāda ar 55,6 mol.

(1000 g: 18 g/mol = 55,6 mol)

Aizvietojot šo vērtību disociācijas konstantes Kd (H 2 0) izteiksmē un ūdeņraža - un hidroksīda - jonu aktivitāšu, to koncentrāciju vietā, iegūst jaunu izteiksmi:

K (H 2 0) \u003d C (H +) × C (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 pie 298 K,

Precīzāk, K (H 2 0) \u003d a (H +) × a (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 l 2 -

K(H 2 0) sauc ūdens jonu produkts vai autojonizācijas konstante.

Tīrā ūdenī vai jebkurā ūdens šķīdumā nemainīgā temperatūrā ūdeņraža un hidroksīda jonu koncentrācijas (aktivitātes) reizinājums ir nemainīga vērtība, ko sauc par ūdens jonu produktu.

Konstante K(H 2 0) ir atkarīga no temperatūras. Temperatūrai paaugstinoties, tā paaugstinās, jo. ūdens disociācijas process ir endotermisks. Tīrā ūdenī vai dažādu vielu ūdens šķīdumos 298K temperatūrā ūdeņraža un hidroksīda jonu aktivitāte (koncentrācija) būs:

a (H +) \u003d a (OH -) \u003d K (H 2 0) \u003d 10 -14 \u003d 10 -7 mol / l.

Skābos vai sārmainos šķīdumos šīs koncentrācijas vairs nebūs vienādas viena ar otru, bet tās mainīsies konjugēti: palielinoties vienam no tiem, attiecīgi samazināsies otrs un otrādi, piemēram,

a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, to reizinājums vienmēr ir 10 -14

Ūdeņraža indikators

Kvalitatīvi barotnes reakciju izsaka ūdeņraža jonu aktivitātes izteiksmē. Praksē viņi neizmanto šo vērtību, bet gan ūdeņraža indikatoru pH - vērtību, kas skaitliski vienāda ar ūdeņraža jonu aktivitātes (koncentrācijas) negatīvo decimāllogaritmu, kas izteikts mol / l.

pH=-lga(H + ),

un atšķaidītiem šķīdumiem

pH=-lgC(H + ).

Tīram ūdenim un neitrālām vidēm pie 298K pH=7; skābiem pH šķīdumiem<7, а для щелочных рН>7.

Barotnes reakciju var raksturot arī ar hidroksilindeksi:

RON= -lga(Ak - )

vai aptuveni

RON= -IgC(OH - ).

Attiecīgi neitrālā vidē рОН=рН=7; skābā vidē pOH> 7 un sārmainā vidē pOH<7.

Ja mēs ņemam ūdens jonu reizinājuma izteiksmes negatīvo decimālo logaritmu, mēs iegūstam:

pH + pOH=14.

Tāpēc pH un pOH arī ir konjugēti daudzumi. To summa atšķaidītiem ūdens šķīdumiem vienmēr ir 14. Zinot pH, ir viegli aprēķināt pOH:

pH=14 – рОН

un otrādi:

RAk= 14 - pH.

Šķīdumos izšķir aktīvo, potenciālo (rezerves) un kopējo skābumu.

Aktīvais skābums mēra pēc ūdeņraža jonu aktivitātes (koncentrācijas) šķīdumā un nosaka šķīduma pH. Stipru skābju un bāzu šķīdumos pH ir atkarīgs no skābes vai bāzes koncentrācijas un H jonu aktivitātes + un viņš - var aprēķināt, izmantojot šādas formulas:

a (H + )= C(l/z skābe)×α katrs; pH \u003d - lg a (H + )

a (OH - )=C(l/z bāze)×α katrs; pH \u003d - lg a (OH - )

pH= - lgC(l/z skābe) – īpaši atšķaidītiem stipru skābju šķīdumiem

РОН= - lgC(l/z bāze) - īpaši atšķaidītiem bāzu šķīdumiem

Iespējamais skābums mēra pēc skābes molekulās saistīto ūdeņraža jonu skaita, t.i. apzīmē nedisociētu skābes molekulu "rezervi".

Vispārējs skābums- aktīvo un potenciālo skābumu summa, ko nosaka pēc skābes analītiskās koncentrācijas un nosaka titrējot

Viena no pārsteidzošajām dzīvo organismu īpašībām ir skābju-bāzi

homeostāze - bioloģisko šķidrumu, audu un organismu pH nemainīgums. 1. tabulā ir parādītas dažu bioloģisko objektu pH vērtības.

1. tabula

No tabulas datiem var redzēt, ka dažādu šķidrumu pH līmenis cilvēka organismā mainās diezgan plašā diapazonā atkarībā no atrašanās vietas. ASINIS, tāpat kā citi bioloģiskie šķidrumi, mēdz uzturēt nemainīgu pH vērtību, kuras vērtības ir norādītas 2. tabulā

2. tabula

PH izmaiņas no norādītajām vērtībām tikai par 0,3 uz palielināšanos vai samazināšanos noved pie fermentatīvo procesu maiņas, kas cilvēkam izraisa nopietnu slimību. PH izmaiņas tikai par 0,4 jau nav savienojamas ar dzīvību. Pētnieki ir atklājuši, ka skābju-bāzes līdzsvara regulēšanā ir iesaistītas šādas asins bufersistēmas: hemoglobīns, bikarbonāts, proteīns un fosfāts. Katras sistēmas daļa bufera kapacitātē ir parādīta 3. tabulā.

3. tabula

Visas ķermeņa bufersistēmas pēc darbības mehānisma ir vienādas, jo tie sastāv no vājas skābes: ogļskābes, dihidrofosforskābes (dihidrofosfāta jona), olbaltumvielām, hemoglobīna (oksohemoglobīna) un šo skābju sāļiem, galvenokārt nātrija, ar vāju bāzu īpašībām. Bet, tā kā bikarbonātu sistēmai organismā nav līdzvērtīgas reakcijas ātruma ziņā, mēs apsvērsim spēju ar šīs sistēmas palīdzību uzturēt organismā vides noturību.

Tīrs ūdens, lai arī slikts (salīdzinājumā ar elektrolītu šķīdumiem), var vadīt elektrību. Tas ir saistīts ar ūdens molekulas spēju sadalīties (disociēt) divos jonos, kas ir elektriskās strāvas vadītāji tīrā ūdenī (disociācija zemāk nozīmē elektrolītisko disociāciju - sadalīšanos jonos):

H 2 O ↔ H + + OH -

Aptuveni 556 000 000 nedisociētu ūdens molekulu disociē tikai 1 molekulu, bet tas ir 60 000 000 000 disociētu molekulu 1 mm 3. Disociācija ir atgriezeniska, tas ir, H + un OH - joni var atkal veidot ūdens molekulu. Galu galā pienāk dinamisks līdzsvars, kurā sabrukušo molekulu skaits ir vienāds ar skaitu, kas veidojas no H + un OH - joniem. Citiem vārdiem sakot, abu procesu ātrums būs vienāds. Mūsu gadījumā ķīmiskās reakcijas ātruma vienādojumu var uzrakstīt šādi:

υ 1 = κ 1 (ūdens disociācijai)

υ 2 \u003d κ 2 (apgrieztajam procesam)

kur υ - reakcijas ātrums; κ - reakcijas ātruma konstante (atkarībā no reaģentu īpašībām un temperatūras); , un - koncentrācija (mol/l).

Līdzsvara stāvoklī υ 1 = υ 2, Sekojoši:

κ 1 = κ 2

Izdarīsim vienkāršu matemātiku un iegūsim:

κ 1 / κ 2 = /

κ 1 / κ 2 = K

K- līdzsvara konstante, un mūsu gadījumā disociācijas konstante, kas ir atkarīga no vielu temperatūras un rakstura, un nav atkarīga no koncentrācijām (kā arī κ 1 un κ 2). Kūdenim 1,8 10 -16 25 °C temperatūrā (atskaites vērtība).

Tā kā disociēto molekulu skaits ir ļoti mazs, koncentrācija var uzskatīt par vienādu ar kopējo ūdens koncentrāciju un kopējo ūdens koncentrāciju atšķaidītos šķīdumos kā nemainīgu vērtību: \u003d 1000 (g / l) / 18 (g / mol) \u003d 55,6 mol / l.

Nomaiņa κ 1 / κ 2 uz K un izmantojot vērtību , mēs nosakām, ar ko ir vienāds koncentrāciju reizinājums un ko sauc - jonu ūdens produkts:

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

Tā kā noteiktā temperatūrā ūdens jonu produkta aprēķinā izmantotie daudzumi ( K, ) ir nemainīgas, ūdens jonu produkta vērtība arī pastāvīgi. Un tā kā ūdens molekulas disociācija rada tādu pašu jonu skaitu un , izrādās, ka tīram ūdenim koncentrācija un būs vienādi 10 -7 mol/l. No ūdens jonu produkta noturības izriet, ka, ja H + jonu skaits kļūst lielāks, tad HO - jonu skaits kļūst mazāks. Piemēram, ja tīram ūdenim pievieno stipru skābi HCl, tas kā spēcīgs elektrolīts viss sadalīsies H + un Cl -, kā rezultātā strauji palielināsies H + jonu koncentrācija, un tas novedīs pie pretējās disociācijas procesa ātruma palielināšanās, jo tas ir atkarīgs no jonu H + un OH - koncentrācijas:

υ 2 = κ 2

Paātrinātā pretējās disociācijas procesa laikā HO - jonu koncentrācija samazināsies līdz vērtībai, kas atbilst jaunajam līdzsvara stāvoklim, pie kura to būs tik maz, ka ūdens disociācijas un apgrieztā procesa ātrumi atkal būs vienādi. . Ja iegūtā HCl šķīduma koncentrācija ir 0,1 mol/l, tad līdzsvara koncentrācija būs vienāds ar:

\u003d 10 -14 / 0,1 \u003d 10 -13 mol / l

Pievienojot spēcīgu bāzes NaOH, nobīde būs H + koncentrācijas samazināšanās virzienā.

H 2 O ↔ H + + OH -

υ 1 = κ 1 (ūdens disociācijai)

υ 2 \u003d κ 2 (apgrieztajam procesam)

kur υ - reakcijas ātrums; κ - reakcijas ātruma konstante (atkarībā no reaģentu īpašībām un temperatūras); , un - koncentrācija (mol/l).

Līdzsvara stāvoklī υ 1 = υ 2, Sekojoši:

κ 1 = κ 2

Izdarīsim vienkāršu matemātiku un iegūsim:

κ 1 / κ 2 = /

κ 1 / κ 2 = K

\u003d 1000 (g / l) / 18 (g / mol) \u003d 55,6 mol / l.

Nomaiņa κ 1 / κ 2 uz K un izmantojot vērtību , mēs nosakām, ar ko ir vienāds koncentrāciju reizinājums un ko sauc - jonu ūdens produkts:

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

υ 2 = κ 2

\u003d 10 -14 / 0,1 \u003d 10 -13 mol / l

Pievienojot spēcīgu bāzes NaOH, nobīde būs H + koncentrācijas samazināšanās virzienā.

Darba beigas -

Šī tēma pieder:

Orbitāļu elektronu mākoņiem ar dažādām l vērtībām ir dažādas konfigurācijas, un tiem, kuriem ir vienāda l, ir līdzīga konfigurācija.

Mūsdienu kvantu mehāniskā teorija saka, ka jebkura elementa atomam ir sarežģīta struktūra, atoma pozitīvā daļa ir pozitīvais lādiņš .. kvantu teorija nozīmē, ka elektrona enerģija var aizņemt tikai .. tātad l s elektrona orbitāle ar jebkuru galvenā kvantu skaitļa n vērtību elektronu mākonis ir ierobežots.

Ja jums ir nepieciešams papildu materiāls par šo tēmu vai jūs neatradāt to, ko meklējāt, mēs iesakām izmantot meklēšanu mūsu darbu datubāzē:

Ko darīsim ar saņemto materiālu:

Ja šis materiāls jums izrādījās noderīgs, varat to saglabāt savā lapā sociālajos tīklos:

Visas tēmas šajā sadaļā:

Atomu uzbūve un Pauli princips
Pauli princips palīdz izskaidrot dažādas fiziskas parādības. Principa sekas ir elektronu apvalku klātbūtne atoma struktūrā, kas savukārt nozīmē dažādas ķīmiskas vielas.

Galvenie ķīmisko saišu veidi. kovalentā saite. Valences saišu metodes galvenie nosacījumi. Sigma un Pi kovalentās saites
atomi var apvienoties viens ar otru, veidojot gan vienkāršas, gan sarežģītas vielas. Šajā gadījumā veidojas dažāda veida ķīmiskās saites: jonu, kovalentās (nepolārās un polārās), metāliskās saites.

Sp hibridizācija
Rodas, sajaucot vienu s- un vienu p-orbitāli. Izveidojas divas līdzvērtīgas sp-atomu orbitāles, kas atrodas lineāri 180 grādu leņķī un ir vērstas dažādos virzienos no atoma kodola

Molekulu ģeometriskā forma un polaritāte
Hibridizācija Ģeometriskā forma Leņķis starp saitēm sp Lineārs 180° sp

Jonu saite kā kovalentās saites polarizācijas ierobežojošais gadījums. Jonu elektrostatiskā mijiedarbība
Jonu saite - ļoti spēcīga ķīmiska saite, kas veidojas starp atomiem ar lielu elektronegativitātes starpību (> 1,5 pēc Polinga skalas), kurā kopīgs elektronu pāris

Bāzes oksīdu ķīmiskās īpašības
1. Ūdenī šķīstošie bāziskie oksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot bāzes: Na2O + H2O → 2NaOH. 2. Mijiedarboties ar skābju oksīdiem, veidojot

Skābju oksīdu ķīmiskās īpašības
1. Mijiedarboties ar ūdeni, veidojot skābi: SO3 + H2O → H2SO4. Bet ne visi skābie oksīdi reaģē tieši ar ūdeni (SiO

Amfoterisko oksīdu ķīmiskās īpašības
1. Mijiedarbojas ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Reaģēt ar cietiem sārmiem (kausēšanas laikā), kā rezultātā veidojas

Pamati. Bāžu ķīmiskās īpašības. Amfoteriskie stāvokļi, to mijiedarbības reakcijas ar skābēm un sārmiem
Bāze ir ķīmisks savienojums, kas spēj veidot kovalentu saiti ar protonu (Brønsted bāze

raksturīgas reakcijas
Amfoteriskie oksīdi reaģē ar stiprām skābēm, veidojot šo skābju sāļus. Šādas reakcijas ir amfoterisko oksīdu galveno īpašību izpausme, piemēram: ZnO + H2SO4

Skābes. Bezskābekļa un skābekļa skābes. Skābju (sērskābe, sālsskābe, slāpekļskābe) īpašības
Skābes ir sarežģītas vielas, kuru molekulas sastāv no ūdeņraža atomiem, kurus var aizstāt, un skābju atlikumu. Skābes atlikumam ir negatīvs lādiņš.

Sērskābe
Sērskābe H2SO4 ir spēcīga divvērtīgā skābe, kas atbilst sēra augstākajam oksidācijas līmenim (+6). Normālos apstākļos koncentrēts sērskābe

Nitrāti
Slāpekļskābe ir spēcīga skābe. Tās sāļus – nitrātus – iegūst, HNO3 iedarbojoties uz metāliem, oksīdiem, hidroksīdiem vai karbonātiem. Visi nitrāti labi šķīst ūdenī. Nitrātu jonu iekšā

viendabīga katalīze
Viendabīgas katalīzes piemērs ir ūdeņraža peroksīda sadalīšanās joda jonu klātbūtnē. Reakcija notiek divos posmos: H2O2 + I → H2O + IO

neviendabīga katalīze
Heterogēnajā katalīzē procesa paātrinājums parasti notiek uz cieta ķermeņa - katalizatora virsmas, tāpēc katalizatora aktivitāte ir atkarīga no tā virsmas izmēra un īpašībām. Praksei

Koncentrācijas ietekme uz ķīmiskās reakcijas ātrumu. Darbojošo masu likums
Lai vielas varētu reaģēt, to molekulām jāsaduras. Divu cilvēku sadursmes varbūtība uz aizņemtas ielas ir daudz lielāka nekā uz pamestas ielas. Tā tas ir ar molekulām. Ir skaidrs, ka iekš

Temperatūras ietekme uz ķīmiskās reakcijas ātrumu. Aktivizācijas enerģija
Temperatūras ietekmi uz molekulāro sadursmju skaitu var parādīt, izmantojot modeli. Pirmajā tuvinājumā temperatūras ietekmi uz reakcijas ātrumu nosaka van't Hoff likums (formulēts

Reakcijas bez līdzdalības un ar elektronu līdzdalību. Jonu apmaiņas un redoksreakcijas
Valences elektroni nosaka ķīmiskā elementa uzvedību ķīmiskajās reakcijās. Jo mazāk elementam ir valences elektronu, jo vieglāk tas izdala šos elektronus (tam piemīt atjaunošanas īpašības

Jonu apmaiņas reakciju attēlojums
Apmaiņas reakciju šķīdumā parasti attēlo trīs vienādojumi: molekulārais, pilnjonu un saīsināti jonu vienādojumi. Jonu vienādojumā vājus elektrolītus, gāzes un slikti šķīstošas vielas apzīmē ar m

Jonu apmaiņas reakciju rakstīšanas noteikumi
Rakstot jonu vienādojumus, noteikti ievērojiet tabulu par skābju, bāzu un sāļu šķīdību ūdenī, tas ir, noteikti pārbaudiet reaģentu un produktu šķīdību

Oksidācija
Oksidācija ir elektronu ziedošanas process, palielinoties oksidācijas pakāpei. Kad viela tiek oksidēta, elektronu ziedošanas rezultātā palielinās tās oksidācijas pakāpe. Plkst

Atveseļošanās
Redukcija ir process, kurā vielas atomam tiek pievienoti elektroni, bet oksidācijas pakāpe samazinās. Reducējot atomus vai jonus, pievienoju

redoksu pāris
Oksidētājs un tā reducētā forma vai reducētājs un tā oksidētā forma veido konjugētu redokspāri, un to savstarpējās konversijas ir redokss.

Redoksreakciju veidi
Starpmolekulārās - reakcijas, kurās oksidējošie un reducējošie atomi atrodas dažādu vielu molekulās, piemēram: H2S + Cl2 → S + 2HCl Int.

Oksidācija, reducēšana
Redoksreakcijās elektroni tiek pārnesti no viena atoma, molekulas vai jona uz otru. Elektronu ziedošanas process ir oksidēšanās. Oksidējot, oksidācijas stāvoklis palielinās:

Mijiedarbība ar vienkāršām vielām
Mijiedarbība ar metāliem: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2

Masas daļa
Masas daļa - izšķīdušās vielas masas attiecība pret šķīduma masu. Masas daļu mēra vienības daļās vai procentos:

Molalitāte (molmasas koncentrācija, molārā koncentrācija)
Molaritāte - izšķīdušās vielas daudzums (molu skaits) 1000 g šķīdinātāja. To mēra molos uz kg, bieži sastopams arī izteiciens "molalitāte". Tātad šķīdums ar koncentrāciju 0,

Šķīduma titrs
Galvenais raksts: Šķīduma titrs Šķīduma titrs ir izšķīdušās vielas masa 1 ml šķīduma.

Šķīdība. Līdzsvars neviendabīgās sistēmās. Slikti šķīstošu neorganisku vielu šķīdības produkts
Šķīdība - vielas spēja veidot viendabīgas sistēmas ar citām vielām - šķīdumiem, kuros viela ir atsevišķu atomu, jonu, molekulu vai

Elektrolītu ūdens šķīdumi. Spēcīgi un vāji elektrolīti. Konstante un disociācijas pakāpe. Ostvalda atšķaidīšanas likums
ELEKTROLĪTU ŠĶĪDUMI ELEKTROLĪTU ŠĶĪDUMI satur ievērojamu jonu-katjonu un anjonu koncentrāciju, kas veidojas molu elektrolītiskās disociācijas rezultātā.

ūdens pH
Ērtības labad koncentrācijas un ir izteiktas kā pH un hidroksilpOH.

Spēcīgu elektrolītu disociācija. Jonu aktivitāte šķīdumos. Aktivitātes koeficients. Šķīdumu jonu stipruma izpratne
Spēcīgi elektrolīti ir ķīmiski savienojumi, kuru molekulas atšķaidītos šķīdumos gandrīz pilnībā sadalās jonos. Šādu elektrolītu disociācijas pakāpe ir tuvu

Hidrolīzes pakāpe
Hidrolīzes pakāpe attiecas uz hidrolīzē esošās sāls daļas attiecību pret kopējo tā jonu koncentrāciju šķīdumā. Apzīmēts ar α (vai hhydr);

Elektrodu potenciāls. Potenciāla lēciena parādīšanās saskarnē. Ūdeņraža elektrods. Standarta ūdeņraža elektrods
Elektroda potenciāls - elektriskā potenciāla atšķirība starp elektrodu un elektrolītu, kas saskaras ar to (visbiežāk starp metālu un elektrolīta šķīdumu

Metālu elektroķīmiskā korozija dažādās vidēs
Kontakta bimetāla korozija ir elektroķīmiskās korozijas veids, ko izraisa metālu ar dažādu elektrodu potenciālu saskare elektrolītā. Tajā pašā laikā metāla korozija

Metālu ķīmiskā mijiedarbība ar parasto skābju un oksidējošo skābju šķīdumiem
Sālsskābe ir sālsskābes tehniskais nosaukums. To iegūst, ūdenī izšķīdinot ūdeņraža hlorīda gāzi – HCl. Sakarā ar zemo šķīdību ūdenī, koncentrācija

Atšķaidītu sērskābi
Atšķaidītā sērskābes ūdens šķīdumā lielākā daļa tās molekulu sadalās: H2SO4

koncentrēta sērskābe
Koncentrētā sērskābes šķīdumā (virs 68%) lielākā daļa molekulu ir nedisociētā stāvoklī, tāpēc sērs pilda oksidētāja funkciju

elektrolīzes process. katoda un anoda procesi. Daļiņu izlādes secība uz anoda un katoda atkarībā no to elektroda potenciāla vērtības
Elektrolīze ir fizikāli ķīmisks process, kurā uz elektrodiem izdalās izšķīdušo vielu vai citu vielu sastāvdaļas, kas rodas sekundāras iedarbības rezultātā.

katoda reakcijas
Pēdējā reakcija notiek ar ūdeņraža izdalīšanos. Kad elek

Matemātiskais skatījums
Faradeja likumus var uzrakstīt kā formulu: kur:

Atomu un jonu konfigurācija
Katjonu sāļu un hidroksīdu šķīdība, kas ir analītiskās klasifikācijas pamatā, tāpat kā visas citas katjonu īpašības, ir funkcionāli saistīta ar atbilstošo elementu stāvokli periodiskā.

Titrēšanas veidi
Tiek izšķirta tiešā, atgriezeniskā un aizvietotāju titrēšana. Tiešā titrācijā līdz analizējamās vielas šķīdumam (alikvota daļa vai nosvērta daļa, titrēta viela) e

Titrimetriskās analīzes veidi
Titrimetriskā analīze var būt balstīta uz dažāda veida ķīmiskām reakcijām: skābes-bāzes titrēšana - neitralizācijas reakcijas; redoksu titri

Vielas ekvivalentā molārā masa
Molmasas ekvivalentus parasti apzīmē kā vai

Ekvivalences numurs
Ekvivalences skaitlis z ir mazs pozitīvs vesels skaitlis, kas vienāds ar noteiktas vielas ekvivalentu skaitu, ko satur 1 mols šīs vielas. Ekvivalents faktors

Oglekļa atoma struktūras iezīmes. Oglekļa neorganiskie savienojumi (oksīdi, karbonāti un bikarbonāti, karbīdi) un to īpašības
Ogleklis ir organisko, bioorganisko savienojumu un daudzu polimēru pamatā. Lielākā daļa oglekļa savienojumu ir organiskie savienojumi, taču šajā darbā mēs pievērsīsim uzmanību tam, kā

Aptuveni 556 000 000 nedisociētu ūdens molekulu disociē tikai 1 molekulu, bet tas ir 60 000 000 000 disociētu molekulu 1 mm 3. Disociācija ir atgriezeniska, tas ir, H + un OH - joni var atkal veidot ūdens molekulu. Tā rezultātā rodas dinamisks līdzsvars, kurā sabrukušo molekulu skaits ir vienāds ar skaitu, kas veidojas no H + un OH - joniem. Citiem vārdiem sakot, abu procesu ātrums būs vienāds. Mūsu gadījumā ķīmiskās reakcijas ātruma vienādojumu var uzrakstīt šādi:

υ 1 = κ 1 (ūdens disociācijai)

υ 2 \u003d κ 2 (apgrieztajam procesam)

kur υ ir reakcijas ātrums; κ - reakcijas ātruma konstante (atkarībā no reaģentu īpašībām un temperatūras); , un - koncentrācijas (mol/l).

Līdzsvara stāvoklī υ 1 = υ 2, tāpēc: κ 1 = κ 2

Tā kā noteiktā temperatūrā ūdens jonu produkta (K, ) aprēķinā izmantotie lielumi ir nemainīgi, arī ūdens jonu produkta vērtība ir nemainīga. Un tā kā ūdens molekulas disociācijas laikā veidojas vienāds jonu skaits, izrādās, ka tīram ūdenim koncentrācijas būs vienādas ar 10 -7 mol / l. No ūdens jonu produkta noturības izriet, ka, ja H + jonu skaits kļūst lielāks, tad HO - jonu skaits kļūst mazāks. Piemēram, ja tīram ūdenim pievieno stipru skābi HCl, tas kā spēcīgs elektrolīts viss sadalīsies H + un Cl -, kā rezultātā strauji palielināsies H + jonu koncentrācija, un tas novedīs pie pretējās disociācijas procesa ātruma palielināšanās, jo tas ir atkarīgs no jonu H + un OH - koncentrācijām: υ 2 = κ 2

Jonu ūdens produktś ir ūdeņraža jonu H + un hidroksiljonu OH − koncentrāciju reizinājums ūdenī vai ūdens šķīdumos, ūdens autoprotolīzes konstante.

Lai gan ūdens ir vājš elektrolīts, tas nelielā mērā disocē:

Šīs reakcijas līdzsvars ir stipri nobīdīts pa kreisi. Ūdens disociācijas konstanti var aprēķināt pēc formulas:

· - hidroksonija jonu (protonu) koncentrācija;

- hidroksīda jonu koncentrācija;

- ūdens koncentrācija (molekulārā formā) ūdenī;

Ūdens koncentrācija ūdenī, ņemot vērā tā zemo disociācijas pakāpi, ir praktiski nemainīga un ir (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

Pie 25 °C ūdens disociācijas konstante ir 1,8 10 −16 mol/L. Vienādojumu (1) var pārrakstīt šādi:

Konstante K in, kas vienāda ar protonu un hidroksīda jonu koncentrāciju reizinājumu, tiek saukta par ūdens jonu produktu. Tas ir nemainīgs ne tikai tīram ūdenim, bet arī vielu atšķaidītiem ūdens šķīdumiem. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās ūdens disociācija, tāpēc palielinās arī Kv, temperatūrai pazeminoties, otrādi. Ūdens jonu produkta praktiskā vērtība ir liela, jo tas ļauj jebkura šķīduma zināmā skābumā (sārmainībā) (tas ir, zināmā koncentrācijā vai ) atrast attiecīgi koncentrāciju vai . Lai gan vairumā gadījumu prezentācijas ērtībai viņi neizmanto koncentrāciju absolūtās vērtības, bet to decimāllogaritmus, kas ņemti ar pretēju zīmi - attiecīgi ūdeņraža indeksu (pH) un hidroksilindeksi (pOH).

Tā kā K in ir konstante, pievienojot šķīdumam skābi (H + jonus), hidroksīda jonu koncentrācija OH - samazināsies un otrādi. Neitrālā vidē = = mol / l. Koncentrācijā > 10–7 mol/l (attiecīgi koncentrācija< 10 −7 моль/л) среда будет skābs; Koncentrācijā > 10–7 mol/l (attiecīgi koncentrācija< 10 −7 моль/л) - sārmains.

27. Buferšķīdumi: to sastāvs, īpašības, darbības mehānisms. Bufera ietilpība

buferšķīdumi ir risinājumi, kas satur bufersistēmas. Bufersistēmas sauc par maisījumiem, kas satur noteiktu kvantitatīvu attiecību vājām skābēm un to sāļiem ar stiprām bāzēm vai vājām bāzēm un to sāļiem ar stiprām skābēm. Šādiem šķīdumiem ir stabila H+ jonu koncentrācija, ja tos atšķaida ar neitrālu šķīdinātāju (ūdeni) un tiem pievieno noteiktu daudzumu stipru skābju vai bāzes.

Buferšķīdumi ir atrodami okeānu ūdeņos, augsnes šķīdumos un dzīvos organismos. Šīs sistēmas veic regulatoru funkcijas, kas atbalsta vides aktīvo reakciju noteiktā vērtībā, kas nepieciešama veiksmīgai vielmaiņas reakciju plūsmai. Buferšķīdumus iedala skābos un bāziskos. Pirmā piemērs var būt acetāta bufersistēma, otrā - amonija. Ir dabiski un mākslīgi buferšķīdumi. Dabīgais buferšķīdums ir asinis, kas satur bikarbonātu, fosfātu, proteīnu, hemoglobīnu un skābes bufersistēmas. Mākslīgais buferis var būt acetāta buferis, kas sastāv no CH3COOH.

Mēs apsvērsim bufersistēmu iekšējā sastāva un darbības mehānisma iezīmes, izmantojot acetāta bufersistēmas piemēru: acetāta skābe / nātrija acetāts. Ūdens vidē bufersistēmas komponenti tiek elektrolītiski disociēti. Nātrija acetāts kā vājas skābes un spēcīgas bāzes sāls pilnībā sadalās jonos. Anjonu klātbūtne šādā bufermaisījumā ir atkarīga no sāls koncentrācijas tajā un tā disociācijas pakāpes. H+ jonu koncentrācija bufersistēmā ir tieši proporcionāla tajā esošās skābes koncentrācijai un apgriezti proporcionāla šīs skābes sāls saturam tajā.

Tādējādi H+ jonu koncentrācija galvenajā buferšķīdumā ir tieši proporcionāla sāls koncentrācijai tajā un apgriezti proporcionāla bāzes koncentrācijai.

Piemēram, ir nepieciešams sagatavot acetāta buferšķīdumu ar vairākām pH vērtībām. Vispirms sagatavo 5M etiķskābes un nātrija acetāta šķīdumus. Lai pagatavotu pirmo šķīdumu, ņem 50 ml katras sastāvdaļas. Vadoties pēc formulas, nosaka H+ jonu koncentrāciju iegūtajā šķīdumā.

Nākamajam buferšķīdumam ņem 80 ml skābes šķīduma un 20 ml iepriekš sagatavotā sāls šķīduma. Ir vairākas receptes dažādiem buferšķīdumiem, ko izmanto ķīmiskajā analīzē un laboratorijas praksē.

Buferšķīdumiem ir noteiktas īpašības. Tie, pirmkārt, ietver buferizāciju - spēju uzturēt nemainīgu H + jonu koncentrāciju, ja buferšķīdumam pievieno noteiktu daudzumu stipras skābes vai stipras bāzes. Piemēram, ja acetāta buferšķīdumam pievieno nelielu daudzumu perhlorskābes, pH nenovirzās uz skābes pusi, jo perhlorskābe nonāks apmaiņas sadalīšanās reakcijā ar vājas skābes sāli. Reakcijas rezultātā spēcīga skābe, kas spēj novirzīt pH uz skābes pusi, tiek aizstāta ar vāju skābi un neitrālu sāli. Vāja elektrolīta šķīduma disociācijas pakāpe samazinās, palielinoties tā koncentrācijai, tai ir tendence uz nulli, un pH maiņa nenotiek.

Šķīduma bufera tvertne(no angļu valodas. buferis- amortizators buff- mīkstināt triecienus) - tas ir skābes vai bāzes daudzums, kas nepieciešams, lai mainītu buferšķīduma pH tieši par 1.

Bufermaisījums, buferšķīdums, bufersistēma- vielu kombinācija, sistēma, kas uztur nemainīgu pH līmeni.