hjem→Neonatologi→ dissosiasjon av vann. Hva er vanndissosiasjon? Vanndissosiasjonsprosess

dissosiasjon av vann. Hva er vanndissosiasjon? Vanndissosiasjonsprosess

Vann- svak amfoter elektrolytt.

Vannioniseringsligningen, tatt i betraktning hydreringen av hydrogenioner H +, er:

Uten å ta hensyn til hydratiseringen av H + ioner, har vanndissosiasjonsligningen formen:

Som man kan se fra den andre ligningen, er konsentrasjonene av hydrogenioner H + og hydroksydioner OH - i vann de samme. Ved 25 o C [H +] \u003d [OH -] \u003d 10 -7 mol / l.

Produktet av konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksydioner kalles ionprodukt av vann(KH20).

K H 2 O = ∙

K H 2 O er en konstant verdi, og ved en temperatur på 25 ° C

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

I fortynnede vandige løsninger av elektrolytter, som i vann, er produktet av konsentrasjonene av hydrogenioner H + og hydroksydioner OH - - en konstant verdi ved en gitt temperatur. Det ioniske produktet av vann gjør det mulig for enhver vandig løsning å beregne konsentrasjonen av hydroksydioner OH - hvis konsentrasjonen av hydrogenioner H + er kjent, og omvendt.

Miljøet til enhver vandig løsning kan karakteriseres ved konsentrasjonen av hydrogenioner H+ eller hydroksidioner OH-.

Det er tre typer medier i vandige løsninger: nøytrale, alkaliske og sure.

Nøytralt miljø- dette er et miljø der konsentrasjonen av hydrogenioner er lik konsentrasjonen av hydroksydioner:

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

surt miljø er et miljø der konsentrasjonen av hydrogenioner er større enn konsentrasjonen av hydroksydioner:

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

Alkalisk miljø- dette er et miljø der konsentrasjonen av hydrogenioner er mindre enn konsentrasjonen av hydroksydioner:

< , < 10 -7 моль/л

For å karakterisere løsningsmedier er det praktisk å bruke den såkalte pH-verdien (pH).

pH pH kalles den negative desimallogaritmen for konsentrasjonen av hydrogenioner: pH = -lg.

For eksempel, hvis \u003d 10 -3 mol / l, så pH \u003d 3, er løsningsmediet surt; hvis [H + ] = 10 -12 mol / l, så pH = 12, er løsningsmediet alkalisk:

Jo lavere pH er 7, desto surere er løsningen. Jo høyere pH er 7, jo høyere er alkaliniteten til løsningen.

Forholdet mellom konsentrasjonen av H + ioner, pH-verdien og mediet til løsningen er vist i følgende diagram:

Det finnes ulike metoder for å måle pH. Kvalitativt miljøets natur vandige løsninger elektrolytter bestemmes ved hjelp av indikatorer.

indikatorer stoffer kalles som reversibelt endrer farge avhengig av mediet til løsningene, det vil si løsningens pH.

I praksis brukes indikatorer lakmus, metyloransje (metyloransje) og fenolftalein. De endrer farge i et lite pH-område: lakmus - i pH-området fra 5,0 til 8,0; metyloransje - fra 3,1 til 4,4; og fenolftalein - fra 8,2 til 10,0.

Endringen i fargen på indikatorene er vist i diagrammet:

De skraverte områdene viser intervallet for å endre fargen på indikatoren.

I tillegg til de ovennevnte indikatorene brukes også en universell indikator, som kan brukes til omtrent å bestemme pH i et bredt område fra 0 til 14.

pH-verdien har veldig viktig i kjemiske og biologiske prosesser, siden disse prosessene, avhengig av mediets natur, kan foregå med forskjellige hastigheter og i forskjellige retninger.

Derfor er bestemmelsen av pH i løsninger svært viktig innen medisin, vitenskap, teknologi og landbruk. En endring i pH i blodet eller magesaften er en diagnostisk test i medisin. Avvik i pH fra normale verdier selv med 0,01 enheter indikerer patologiske prosesser i kroppen. Konstansen til konsentrasjonene av hydrogenioner H + er en av de viktige konstantene i det indre miljøet til levende organismer.

Så, med normal surhet, har magesaft en pH på 1,7; pH i humant blod er 7,4; spytt - 6,9. Hvert enzym fungerer ved en viss pH-verdi: blodkatalase ved pH 7 gastrisk pepsin ved pH 1,5-2; etc.

En ekstremt viktig rolle i biologiske prosesser spilles av vann, som er en essensiell komponent (fra 58 til 97%) av alle celler og vev hos mennesker, dyr, planter og protozoer. det er onsdag i hvor en rekke biokjemiske prosesser finner sted.

Vann har en god oppløsningsevne og forårsaker elektrolytisk dissosiasjon av mange stoffer som er oppløst i det.

Prosessen med dissosiasjon av vann i henhold til teorien til Bronsted fortsetter i henhold til ligningen:

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

De. ett vannmolekyl gir opp, og det andre fester et proton, vannautoionisering skjer:

H 2 0 N + + OH - - deprotonasjonsreaksjon

H 2 0 + H + H 3 O + - protonasjonsreaksjon

Dissosiasjonskonstanten for vann ved 298°K, bestemt ved den elektriske konduktivitetsmetoden, er:

a(H +) - aktivitet av H + ioner (for korthets skyld, i stedet for H3O + skriv H +);

en (OH-)-aktivitet av OH-ioner;

a (H20) - vannaktivitet;

Dissosiasjonsgraden av vann er svært liten, så aktiviteten til hydrogen - og hydroksid - ioner i rent vann er nesten lik konsentrasjonene deres. Konsentrasjonen av vann er konstant og lik 55,6 mol.

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

Ved å erstatte denne verdien med uttrykket for dissosiasjonskonstanten Kd (H 2 0), og i stedet for aktivitetene til hydrogen- og hydroksidioner, deres konsentrasjoner, oppnås et nytt uttrykk:

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

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

K(H 2 0) kalles ionprodukt av vann eller autoioniseringskonstant.

I rent vann eller en hvilken som helst vandig løsning ved konstant temperatur er produktet av konsentrasjonene (aktivitetene) av hydrogen - og hydroksid - ioner en konstant verdi, kalt det ioniske produktet av vann.

Konstanten K(H 2 0) avhenger av temperaturen. Når temperaturen stiger, øker den, fordi. prosessen med vanndissosiasjon er endoterm. I rent vann eller vandige løsninger av forskjellige stoffer ved 298K vil aktiviteten (konsentrasjonen) av hydrogen- og hydroksidioner være:

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

I sure eller alkaliske løsninger vil disse konsentrasjonene ikke lenger være like med hverandre, men de vil endre seg konjugert: med en økning i en av dem, vil den andre avta tilsvarende, og omvendt, for eksempel,

a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, produktet deres er alltid 10 -14

Hydrogen indikator

Kvalitativt uttrykkes reaksjonen til mediet i form av aktiviteten til hydrogenioner. I praksis bruker de ikke denne verdien, men hydrogenindikatoren pH - en verdi numerisk lik den negative desimallogaritmen til aktiviteten (konsentrasjonen) av hydrogenioner, uttrykt i mol / l.

pH= -lga(H + ),

og for fortynnede løsninger

pH= -lgC(H + ).

For rent vann og nøytrale medier ved 298K pH=7; for sure pH-løsninger<7, а для щелочных рН>7.

Reaksjonen til mediet kan også karakteriseres ved hydroksylindeksen:

RON= -lga(Åh - )

eller ca

RON= -IgC(OH - ).

Følgelig, i et nøytralt miljø рОН=рН=7; i et surt miljø, pOH> 7, og i et alkalisk miljø, pOH<7.

Hvis vi tar den negative desimallogaritmen til uttrykket for det ioniske produktet av vann, får vi:

pH + pOH=14.

Derfor er pH og pOH også konjugerte mengder. Summen deres for fortynnede vandige løsninger er alltid 14. Når du kjenner til pH, er det lett å beregne pOH:

pH=14 – рОН

og vice versa:

RÅh= 14 - pH.

I løsninger skilles aktiv, potensiell (reserve) og total surhet.

Aktiv surhet målt ved aktiviteten (konsentrasjonen) av hydrogenioner i løsning og bestemmer pH i løsningen. I løsninger av sterke syrer og baser avhenger pH av konsentrasjonen av syren eller basen, og aktiviteten til H-ioner + og han - kan beregnes ved hjelp av formlene:

a(H + )= C(l/z syre) xa hver; pH \u003d - lg a (H + )

a(OH - )=C(l/z base)×a hver; pH \u003d - lg a (OH - )

pH= - lgC(l/z syre) – for ekstremt fortynnede løsninger av sterke syrer

РОН= - lgC(l/z base) - for ekstremt fortynnede løsninger av baser

Potensiell surhet målt ved antall hydrogenioner bundet i syremolekyler, dvs. representerer en "reserve" av udissosierte syremolekyler.

Generell surhet- summen av aktive og potensielle surheter, som bestemmes av den analytiske konsentrasjonen av syren og fastsettes ved titrering

En av de fantastiske egenskapene til levende organismer er syre-base

homeostase - konstanten til pH i biologiske væsker, vev og organismer. Tabell 1 viser pH-verdiene til noen biologiske objekter.

Tabell 1

Fra dataene i tabellen kan det ses at pH-verdien til ulike væsker i menneskekroppen varierer over et ganske bredt område avhengig av plasseringen. BLOD, som andre biologiske væsker, har en tendens til å opprettholde en konstant verdi av pH-verdien, hvis verdier er presentert i tabell 2

tabell 2

En endring i pH fra de angitte verdiene med bare 0,3 mot en økning eller reduksjon fører til en endring i utvekslingen av enzymatiske prosesser, noe som forårsaker en alvorlig sykdom hos en person. En endring i pH på bare 0,4 er allerede uforenlig med livet. Forskere har funnet ut at følgende blodbuffersystemer er involvert i reguleringen av syre-basebalansen: hemoglobin, bikarbonat, protein og fosfat. Andelen av hvert system i bufferkapasiteten er presentert i tabell 3.

Tabell 3

Alle buffersystemer i kroppen er de samme i henhold til virkningsmekanismen, fordi de består av en svak syre: karbonsyre, dihydrofosforsyre (dihydrofosfation), protein, hemoglobin (oksohemoglobin) og salter av disse syrene, hovedsakelig natrium, med egenskapene til svake baser. Men siden bikarbonatsystemet i kroppen ikke har noen like når det gjelder hastigheten på responsen, vil vi vurdere muligheten til å opprettholde en konstans av miljøet i kroppen ved hjelp av dette systemet.

Rent vann, selv om det er dårlig (sammenlignet med elektrolyttløsninger), kan lede elektrisitet. Dette skyldes evnen til et vannmolekyl til å desintegreres (dissosieres) til to ioner, som er ledere av elektrisk strøm i rent vann (dissosiasjon nedenfor betyr elektrolytisk dissosiasjon - henfall til ioner):

H 2 O ↔ H + + OH -

Omtrent 556 000 000 ikke-dissosierte vannmolekyler dissosierer bare 1 molekyl, men dette er 60 000 000 000 dissosierte molekyler i 1 mm 3. Dissosiasjonen er reversibel, det vil si at H + og OH - ionene igjen kan danne et vannmolekyl. Kommer til slutt dynamisk en likevekt der antallet nedbrytede molekyler er lik antallet dannet fra H + og OH - ioner. Med andre ord vil hastighetene til begge prosessene være like. For vårt tilfelle kan ligningen for hastigheten på en kjemisk reaksjon skrives som følger:

υ 1 = κ 1 (for vanndissosiasjon)

υ 2 \u003d κ 2 (for omvendt prosess)

hvor υ - hastighetsreaksjon; κ - reaksjonshastighetskonstant (avhengig av reaktantenes natur og temperatur); , og - konsentrasjon (mol/l).

I en tilstand av likevekt υ 1 = υ 2, Følgelig:

κ 1 = κ 2

La oss gjøre noen enkle regnestykker og få:

κ 1 / κ 2 = /

κ 1 / κ 2 = K

K- likevektskonstanten, og i vårt tilfelle, dissosiasjonskonstanten, som avhenger av stoffenes temperatur og natur, og ikke er avhengig av konsentrasjoner (samt κ 1 og κ 2). K for vann 1,8 10 -16 ved 25 °C (referanseverdi).

På grunn av det svært lille antallet dissosierte molekyler er konsentrasjonen kan tas lik den totale konsentrasjonen av vann, og den totale konsentrasjonen av vann i fortynnede løsninger som en konstant verdi: \u003d 1000 (g/l) / 18 (g/mol) \u003d 55,6 mol/l.

Erstatte κ 1 / κ 2 på K og bruke verdien , bestemmer vi hva produktet av konsentrasjoner er lik og som kalles - ionisk produkt av vann:

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

Siden, ved en viss temperatur, mengdene som brukes i beregningen av det ioniske produktet av vann ( K, ) er konstante, verdien av det ioniske produktet av vann også konstant. Og siden dissosiasjonen av et vannmolekyl produserer samme antall ioner og , viser det seg at for rent vann konsentrasjonen og vil være lik 10 -7 mol/l. Fra konstansen til det ioniske produktet av vann følger det at hvis antallet H + ioner blir større, så blir antallet HO - ioner mindre. For eksempel, hvis en sterk syre HCl tilsettes rent vann, vil den, som en sterk elektrolytt, alle dissosiere til H + og Cl -, som et resultat vil konsentrasjonen av H + ioner øke kraftig, og dette vil føre til en økning i hastigheten på prosessen med den motsatte dissosiasjonen, siden den avhenger av konsentrasjonene av ioner H + og OH - :

υ 2 = κ 2

Under den akselererte prosessen med den motsatte dissosiasjonen vil konsentrasjonen av HO - ioner avta til en verdi som tilsvarer den nye likevekten, hvor det vil være så få av dem at dissosiasjonshastighetene for vann og den omvendte prosessen igjen vil være like. . Hvis konsentrasjonen av den resulterende HCl-løsningen er 0,1 mol/l, vil likevektskonsentrasjonen vil være lik:

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

Når en sterk base NaOH tilsettes, vil skiftet gå i retning av å redusere konsentrasjonen av H +.

H 2 O ↔ H + + OH -

υ 1 = κ 1 (for vanndissosiasjon)

υ 2 \u003d κ 2 (for omvendt prosess)

hvor υ - hastighetsreaksjon; κ - reaksjonshastighetskonstant (avhengig av reaktantenes natur og temperatur); , og - konsentrasjon (mol/l).

I en tilstand av likevekt υ 1 = υ 2, Følgelig:

κ 1 = κ 2

La oss gjøre noen enkle regnestykker og få:

κ 1 / κ 2 = /

κ 1 / κ 2 = K

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

Erstatte κ 1 / κ 2 på K og bruke verdien , bestemmer vi hva produktet av konsentrasjoner er lik og som kalles - ionisk produkt av vann:

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

Når en sterk base NaOH tilsettes, vil skiftet gå i retning av å redusere konsentrasjonen av H +.

Slutt på arbeidet -

Dette emnet tilhører:

Elektronskyer av orbitaler med forskjellige verdier av l har forskjellige konfigurasjoner, og de med samme l har en lignende konfigurasjon.

Moderne kvantemekanisk teori sier at atomet til ethvert element har en kompleks struktur, den positive delen av atomet er den positive ladningen .. kvanteteorien innebærer at energien til et elektron bare kan ta .. så for l s orbitalen for et elektron med en hvilken som helst verdi av hovedkvantetallet n, er elektronskyen begrenset ..

Hvis du trenger ytterligere materiale om dette emnet, eller du ikke fant det du lette etter, anbefaler vi å bruke søket i vår database over verk:

Hva skal vi gjøre med det mottatte materialet:

Hvis dette materialet viste seg å være nyttig for deg, kan du lagre det på siden din på sosiale nettverk:

Alle emner i denne delen:

Strukturen til atomer og Pauli-prinsippet
Pauli-prinsippet hjelper til med å forklare en rekke fysiske fenomener. Konsekvensen av prinsippet er tilstedeværelsen av elektronskall i strukturen til atomet, som igjen innebærer en rekke kjemiske

Hovedtyper av kjemiske bindinger. kovalent binding. De viktigste bestemmelsene i metoden for valensbindinger. Sigma og Pi kovalente bindinger
atomer kan kombineres med hverandre for å danne både enkle og komplekse stoffer. I dette tilfellet dannes ulike typer kjemiske bindinger: ioniske, kovalente (ikke-polare og polare), metall

Sp hybridisering
Oppstår ved blanding av en s- og en p-orbitaler. To ekvivalente sp-atomorbitaler dannes, plassert lineært i en vinkel på 180 grader og rettet i forskjellige retninger fra atomkjernen

Geometrisk form og polaritet til molekyler
Hybridisering Geometrisk form Vinkel mellom bindinger sp Lineær 180° sp

Ionebinding som et begrensende tilfelle av kovalent bindingspolarisering. Elektrostatisk interaksjon av ioner
Ionebinding - en veldig sterk kjemisk binding dannet mellom atomer med stor forskjell (> 1,5 på Pauling-skalaen) av elektronegativitet, der et felles elektronpar

Kjemiske egenskaper til basiske oksider
1. Vannløselige basiske oksider reagerer med vann og danner baser: Na2O + H2O → 2NaOH. 2. Samhandle med sure oksider, dannes

Kjemiske egenskaper til sure oksider
1. Samhandle med vann, og danner en syre: SO3 + H2O → H2SO4. Men ikke alle sure oksider reagerer direkte med vann (SiO

Kjemiske egenskaper til amfotere oksider
1. Samhandle med syrer og danner salt og vann: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Reager med faste alkalier (under fusjon), og dannes som et resultat

Fundamenter. Kjemiske egenskaper til baser. Amfotere tilstander, reaksjoner av deres interaksjon med syrer og alkalier
En base er en kjemisk forbindelse som er i stand til å danne en kovalent binding med et proton (Brønsted-base

karakteristiske reaksjoner
Amfotere oksider reagerer med sterke syrer for å danne salter av disse syrene. Slike reaksjoner er en manifestasjon av hovedegenskapene til amfotere oksider, for eksempel: ZnO + H2SO4

Syrer. Oksygenfrie og oksygensyrer. Egenskaper til syrer (svovelsyre, saltsyre, salpetersyre)
Syrer er komplekse stoffer hvis molekyler består av hydrogenatomer som kan erstattes og sure rester. Syresten har negativ ladning.

Svovelsyre
Svovelsyre H2SO4 er en sterk dibasisk syre, tilsvarende den høyeste oksidasjonstilstanden til svovel (+6). Under normale forhold, konsentrert svovelsyre

Nitrater
Salpetersyre er en sterk syre. Dens salter - nitrater - oppnås ved virkningen av HNO3 på metaller, oksider, hydroksyder eller karbonater. Alle nitrater er svært løselige i vann. Nitrat ion i

homogen katalyse
Et eksempel på homogen katalyse er dekomponering av hydrogenperoksid i nærvær av jodioner. Reaksjonen foregår i to trinn: H2O2 + I → H2O + IO

heterogen katalyse
Ved heterogen katalyse skjer akselerasjonen av prosessen vanligvis på overflaten av et fast legeme - katalysatoren, så aktiviteten til katalysatoren avhenger av størrelsen og egenskapene til overflaten. For praksis

Påvirkning av konsentrasjon på hastigheten til en kjemisk reaksjon. Loven om handlende masser
For at stoffer skal reagere, må molekylene deres kollidere. Sannsynligheten for at to personer kolliderer i en travel gate er mye høyere enn på en øde. Slik er det med molekyler. Det er åpenbart at i

Effekt av temperatur på hastigheten til en kjemisk reaksjon. Aktiveringsenergi
Effekten av temperatur på antall molekylære kollisjoner kan vises ved hjelp av en modell. I den første tilnærmingen bestemmes effekten av temperatur på reaksjonshastigheten av van't Hoff-regelen (formulert

Reaksjoner uten deltakelse og med deltakelse av elektroner. Ionebytte og redoksreaksjoner
Valenselektroner bestemmer oppførselen til et kjemisk element i kjemiske reaksjoner. Jo færre valenselektroner et grunnstoff har, jo lettere avgir det disse elektronene (det viser egenskapene til å gjenopprette

Skildring av ionebytterreaksjoner
Utvekslingsreaksjonen i en løsning er vanligvis representert med tre ligninger: molekylær, fullionisk og forkortet ionisk. I den ioniske ligningen er svake elektrolytter, gasser og dårlig løselige stoffer representert med m

Regler for å skrive ionebytterreaksjoner
Når du skriver ioniske ligninger, sørg for å følge tabellen over løselighet av syrer, baser og salter i vann, det vil si at du kontrollerer løseligheten til reagenser og produkter

Oksidasjon
Oksidasjon er prosessen med å donere elektroner, med en økning i graden av oksidasjon. Når et stoff oksideres, som et resultat av donasjon av elektroner, øker oksidasjonstilstanden. På

Gjenoppretting
Reduksjon er prosessen med å legge til elektroner til et atom i et stoff, mens oksidasjonstilstanden avtar. Når jeg reduserer atomer eller ioner, legger jeg til

redoks par
Et oksidasjonsmiddel og dets reduserte form, eller et reduksjonsmiddel og dets oksiderte form, danner et konjugert redokspar, og deres innbyrdes omdannelser er redoks

Typer redoksreaksjoner
Intermolekylære - reaksjoner der oksiderende og reduserende atomer er i molekylene til forskjellige stoffer, for eksempel: H2S + Cl2 → S + 2HCl Int.

Oksidasjon, reduksjon
I redoksreaksjoner overføres elektroner fra ett atom, molekyl eller ion til et annet. Prosessen med å donere elektroner er oksidasjon. Ved oksidering øker oksidasjonstilstanden:

Interaksjon med enkle stoffer
Interaksjon med metaller: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2

Massefraksjon
Massefraksjon - forholdet mellom massen av det oppløste stoffet og massen av løsningen. Massefraksjonen måles i brøkdeler av en enhet eller i prosent:

Molalitet (molar vektkonsentrasjon, molal konsentrasjon)
Molaritet - mengden av et oppløst stoff (antall mol) i 1000 g av et løsemiddel. Det måles i mol per kg, uttrykket i "molalitet" er også vanlig. Så, en løsning med en konsentrasjon på 0,

Løsningstiter
Hovedartikkel: Titer på en løsning Titeren til en løsning er massen av et oppløst stoff i 1 ml av en løsning.

Løselighet. Likevekt i heterogene systemer. Løselighetsprodukt av dårlig løselige uorganiske stoffer
Løselighet - et stoffs evne til å danne homogene systemer med andre stoffer - løsninger der stoffet er i form av individuelle atomer, ioner, molekyler eller

Vandige løsninger av elektrolytter. Sterke og svake elektrolytter. Konstant og grad av dissosiasjon. Ostwald fortynningsloven
LØSNINGER AV ELEKTROLYTTER LØSNINGER AV ELEKTROLYTT inneholder betydelige konsentrasjoner av ioner-kationer og anioner dannet som et resultat av elektrolytisk dissosiasjon av mol

pH i vann
For enkelhets skyld er konsentrasjoner og uttrykt som pH og hydroksyl pOH.

Dissosiasjon av sterke elektrolytter. Aktiviteten til ioner i løsninger. Aktivitetskoeffisient. Forstå ionestyrken til løsninger
Sterke elektrolytter er kjemiske forbindelser hvis molekyler i fortynnede løsninger er nesten fullstendig dissosiert til ioner. Graden av dissosiasjon av slike elektrolytter er nær

Grad av hydrolyse
Graden av hydrolyse refererer til forholdet mellom den delen av saltet som gjennomgår hydrolyse og den totale konsentrasjonen av dets ioner i løsning. Betegnes α (eller hhydr);

Elektrodepotensial. Fremveksten av et potensielt hopp i grensesnittet. Hydrogenelektrode. Standard hydrogenelektrode
Elektrodepotensial - forskjellen i elektrisk potensial mellom elektroden og elektrolytten i kontakt med den (oftest mellom metallet og elektrolyttløsningen

Elektrokjemisk korrosjon av metaller i ulike medier
Kontakt bimetallisk korrosjon er en type elektrokjemisk korrosjon forårsaket av kontakt av metaller som har forskjellige elektrodepotensialer i en elektrolytt. Samtidig metallkorrosjon

Kjemisk interaksjon av metaller med løsninger av vanlige syrer og oksiderende syrer
Saltsyre er det tekniske navnet på saltsyre. Det oppnås ved å løse opp hydrogenkloridgass - HCl i vann. På grunn av sin lave løselighet i vann vil konsentrasjonen av

Fortynn svovelsyre
I en fortynnet vandig løsning av svovelsyre dissosieres de fleste av molekylene: H2SO4

konsentrert svovelsyre
I en konsentrert løsning av svovelsyre (over 68%) er de fleste molekyler i en udissosiert tilstand, så svovel utfører funksjonen som et oksidasjonsmiddel

elektrolyseprosess. katodiske og anodeprosesser. Rekkefølgen for utladning av partikler på anoden og katoden avhengig av verdien av deres elektrodepotensial
Elektrolyse er en fysisk-kjemisk prosess som består i frigjøring av bestanddeler av oppløste stoffer eller andre stoffer på elektrodene, som er et resultat av sekundær

katodiske reaksjoner
Den siste reaksjonen fortsetter med frigjøring av hydrogen. Når elek

Matematisk syn
Faradays lover kan skrives som følgende formel: hvor:

Konfigurasjonen av atomer og ioner
Løseligheten av salter og hydroksider av kationer, som ligger til grunn for den analytiske klassifiseringen, som alle andre egenskaper til kationer, er funksjonelt relatert til posisjonen til de tilsvarende elementene i det periodiske

Titreringstyper
Det skilles mellom direkte, tilbake og substituent titrering. Ved direkte titrering til en løsning av analytten (alikvot eller veid porsjon, titrert substans) f.eks

Typer titrimetrisk analyse
Titrimetrisk analyse kan baseres på ulike typer kjemiske reaksjoner: syre-base titrering - nøytraliseringsreaksjoner; redokstitre

Ekvivalent molar masse av et stoff
Molare masseekvivalenter er vanligvis betegnet som eller

Ekvivalensnummer
Ekvivalenstallet z er et lite positivt heltall lik antall ekvivalenter av et bestemt stoff som finnes i 1 mol av dette stoffet. Ekvivalent faktor

Funksjoner ved strukturen til karbonatomet. Uorganiske forbindelser av karbon (oksider, karbonater og bikarbonater, karbider) og deres egenskaper
Karbon er grunnlaget for organiske, bioorganiske forbindelser og mange polymerer. De fleste karbonforbindelser er organiske forbindelser, men i dette arbeidet skal vi være oppmerksomme på hvordan

Rent vann, selv om det er dårlig (sammenlignet med elektrolyttløsninger), kan lede elektrisitet. Dette skyldes evnen til et vannmolekyl til å dekomponere (dissosieres) til to ioner, som er ledere av elektrisk strøm i rent vann (dissosiasjon nedenfor betyr elektrolytisk dissosiasjon - henfall til ioner): H 2 O ↔ H + + OH -

Omtrent 556 000 000 ikke-dissosierte vannmolekyler dissosierer bare 1 molekyl, men dette er 60 000 000 000 dissosierte molekyler i 1 mm 3. Dissosiasjonen er reversibel, det vil si at H + og OH - ionene igjen kan danne et vannmolekyl. Som et resultat oppstår det en dynamisk likevekt der antallet forfallne molekyler er lik antallet dannet fra H + og OH - ioner. Med andre ord vil hastighetene til begge prosessene være like. For vårt tilfelle kan ligningen for hastigheten på en kjemisk reaksjon skrives som følger:

υ 1 = κ 1 (for vanndissosiasjon)

υ 2 \u003d κ 2 (for omvendt prosess)

hvor υ er reaksjonshastigheten; κ - reaksjonshastighetskonstant (avhengig av reaktantenes natur og temperatur); , og - konsentrasjoner (mol/l).

I en likevektstilstand υ 1 = υ 2, derfor: κ 1 = κ 2

Siden, ved en viss temperatur, er mengdene som brukes i beregningen av det ioniske produktet av vann (K, ) konstante, er verdien av det ioniske produktet av vann også konstant. Og siden det samme antall ioner og dannes under dissosiasjonen av et vannmolekyl, viser det seg at for rent vann vil konsentrasjonene og være lik 10 -7 mol / l. Fra konstansen til det ioniske produktet av vann følger det at hvis antallet H + ioner blir større, så blir antallet HO - ioner mindre. For eksempel, hvis en sterk syre HCl tilsettes rent vann, vil den, som en sterk elektrolytt, alle dissosiere til H + og Cl -, som et resultat vil konsentrasjonen av H + ioner øke kraftig, og dette vil føre til en økning i hastigheten på prosessen med den motsatte dissosiasjonen, siden den avhenger av konsentrasjonene av ioner H + og OH -: υ 2 = κ 2

Ionisk produkt av vanń er produktet av konsentrasjonene av hydrogenioner H + og hydroksylioner OH − i vann eller i vandige løsninger, konstanten for vannautoprotolyse.

Vann, selv om det er en svak elektrolytt, dissosierer i liten grad:

Likevekten til denne reaksjonen er sterkt forskjøvet til venstre. Dissosiasjonskonstanten til vann kan beregnes med formelen:

· - konsentrasjon av hydroksoniumioner (protoner);

- konsentrasjon av hydroksidioner;

- konsentrasjon av vann (i molekylær form) i vann;

Konsentrasjonen av vann i vann, gitt dens lave grad av dissosiasjon, er praktisk talt konstant og er (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

Ved 25 °C er dissosiasjonskonstanten til vann 1,8 10 −16 mol/L. Ligning (1) kan skrives om som:

Konstanten K in, lik produktet av konsentrasjonene av protoner og hydroksidioner, kalles det ioniske produktet av vann. Det er konstant ikke bare for rent vann, men også for fortynnede vandige løsninger av stoffer. Med en temperaturøkning øker dissosiasjonen av vann, derfor øker Kv også, med en reduksjon i temperaturen, omvendt. Den praktiske verdien av det ioniske produktet av vann er stor, siden det tillater, ved en kjent surhet (alkalinitet) til enhver løsning (det vil si ved en kjent konsentrasjon eller ), å finne henholdsvis konsentrasjonen eller . Selv om de i de fleste tilfeller, for enkelhets skyld, ikke bruker absolutte verdier av konsentrasjoner, men deres desimallogaritmer tatt med motsatt fortegn - henholdsvis hydrogenindeksen (pH) og hydroksylindeksen (pOH).

Siden K in er en konstant, når en syre (H + ioner) tilsettes til en løsning, vil konsentrasjonen av hydroksidioner OH - falle og omvendt. I et nøytralt medium = = mol / l. Ved en konsentrasjon > 10 −7 mol/l (henholdsvis konsentrasjonen< 10 −7 моль/л) среда будет sur; Ved en konsentrasjon > 10 −7 mol/l (henholdsvis konsentrasjonen< 10 −7 моль/л) - alkalisk.

27. Bufferløsninger: deres sammensetning, egenskaper, virkningsmekanisme. Bufferkapasitet

bufferløsninger er løsninger som inneholder buffersystemer. Buffersystemer kalles blandinger, som inneholder et visst kvantitativt forhold mellom svake syrer og deres salter med sterke baser eller svake baser og deres salter med sterke syrer. Slike løsninger har en stabil konsentrasjon av H+-ioner når de fortynnes med et nøytralt løsningsmiddel (vann) og en viss mengde sterke syrer eller baser tilsettes dem.

Bufferløsninger finnes i vannet i havene, jordløsninger og levende organismer. Disse systemene utfører funksjonene til regulatorer som støtter den aktive reaksjonen av miljøet til en viss verdi som er nødvendig for en vellykket flyt av metabolske reaksjoner. Bufferløsninger er klassifisert i sure og basiske. Et eksempel på det første kan være et acetatbuffersystem, det andre - ammonium. Det finnes naturlige og kunstige bufferløsninger. Den naturlige bufferløsningen er blod som inneholder bikarbonat, fosfat, protein, hemoglobin og syrebuffersystemer. Den kunstige bufferen kan være en acetatbuffer bestående av CH3COOH.

Vi vil vurdere egenskapene til den interne sammensetningen og virkningsmekanismen til buffersystemer ved å bruke eksemplet på et acetatbuffersystem: acetatsyre / natriumacetat. I vannmiljøet gjennomgår komponentene i buffersystemet elektrolytisk dissosiasjon. Natriumacetat, som et salt av en svak syre og en sterk base, dissosieres fullstendig til ioner. Tilstedeværelsen av anioner i en slik bufferblanding avhenger av saltkonsentrasjonen i den og graden av dissosiasjonen. Konsentrasjonen av H+ ioner i buffersystemet er direkte proporsjonal med konsentrasjonen av syren i det og omvendt proporsjonal med innholdet av saltet av denne syren i det.

Dermed er konsentrasjonen av H+ ioner i hovedbufferen direkte proporsjonal med konsentrasjonen av salt i den og omvendt proporsjonal med konsentrasjonen av basen.

For eksempel er det nødvendig å tilberede en acetatbuffer med flere pH-verdier. Forbered først 5M løsninger av eddiksyre og natriumacetat. For å tilberede den første løsningen, ta 50 ml av hver av komponentene. Veiledet av formelen, bestem konsentrasjonen av H+ ioner i den resulterende løsningen.

For neste bufferløsning, ta 80 ml av syreløsningen og 20 ml av saltløsningen fremstilt tidligere. Det finnes en rekke oppskrifter for ulike bufferløsninger som brukes i kjemisk analyse og laboratoriepraksis.

Bufferløsninger har visse egenskaper. Disse inkluderer først og fremst buffering - evnen til å opprettholde en konstant konsentrasjon av H + -ioner når en viss mengde av en sterk syre eller sterk base tilsettes bufferløsningen. For eksempel, hvis en liten mengde perklorsyre tilsettes til en acetatbuffer, vil pH ikke skifte til syresiden, siden perklorsyre vil gå inn i en umed et salt av en svak syre. Som et resultat av reaksjonen erstattes en sterk syre som er i stand til å skifte pH til den sure siden med en svak syre og et nøytralt salt. Graden av dissosiasjon av en svak elektrolyttløsning avtar med en økning i konsentrasjonen, har en tendens til null, og pH-forskyvningen skjer ikke.

Oppløsningsbuffertank(fra engelsk. buffer- støtdemper buff- dempe støt) - dette er mengden syre eller base som trengs for å endre pH i bufferløsningen med nøyaktig 1.

Bufferblanding, bufferløsning, buffersystem- en kombinasjon av stoffer, et system som opprettholder en konstant pH.