Химическое равновесие в воде: диссоциация (автопротолиз) и ионное произведение воды

(Кв). Водородный и гидроксидный показатели (понятие реакции среды в растворе), способы определения. Химические индикаторы и буферные растворы,- их назначение.

 

Диссоциация воды - разложение воды на составляющие химические элементы, иногда происходящая с созданием новых элементов, изначально в разлагаемом растворе не содержащихся, или содержащихся до начала разложения в меньшем количестве, чем после завершения процесса диссоциации.

Диссоциация воды является эндотермической реакцией (см.эндотермическая реакция), т.е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды.

 

Известные способы диссоциации воды:

1. Электролиз водных растворов-электролитов. - наименее эффективный из известных на сегодня способв разложения воды, так как в этом случае энергия затрачивается, в основном, на нагрев проводника - электролита, настолько, что диссциируемый раствор не только не охлаждается, но, напротив, подвергается значительному нагреву. В промышленности XX века именно этот способ получил наибольшее растпространение, в силу того, что обеспечивает спрос и позволяет поддерживать высокие цены на такой товар, как невосполнимые энергоресурсы, из которых получают электричество, таких как нефть, газ, каменный угль и т.п.

2.Модель процесса разложения воды в центробежном поле Например, во вращающийся барабан заливается подогретый электролит, в котором при вращении в результате начинающегося электрохимического процесса происходит разложение воды на водород и кислород. Этот процесс разлагает воду с помощью кинетической энергии внешнего источника и тепловой энергии подогретого электролита. На основе данного процесса имеется ряд патентов, один из которых (RU 98/00190 (22.06.1998)) авторы - Кудымов Г.И и Студенников В.В. позиционируют, в том числе, и как и тепловой насос, поглощающий теплоту окружающей среды, таким образом, получение водородно-кислородной смеси здесь производится, в значительной мере за счет энергии окружающей среды или за счет обычно безвозвратно теряемого тепла, например выхлопных газов двигателей внутреннего сгорания.

 

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ, «пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

рН = ─ lg [H⁺].

Десятичным логарифмом данного числа называется показатель степени, в которую нужно возвести 10, чтобы получить данное число.

Например:

[H⁺] =10^{─ 4}

lg 10^{─ 4} = ─ 4,

─lg 10^{─ 4} = 4,

рН = 4.

или, если концентрация ионов водорода равна 10^-8, тогда рН, то есть отрицательный десятичный логарифм этого числа, равен 8 и т.д.

рН	14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
	рН > 7 рН = 7 рН < 7 среда щелочная среда нейтральная среда кислая

При рН >7 среда щелочная, рН=7 – нейтральная, рН<7 – кислая.

 

^ Гидроксидный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации иона ОН-:

рОН=-lg[ОН^-],
рН + рОН=14.
Для расчета рН оснований подставим вместо [H⁺] выражение 10^-14 / [ОН^─], и получим формулу:
рН = ─lg (10^-14/ [ОН^─]) (расчет рН оснований).
Можно рассчитать рОН=-lg[OH^-] и затем рассчитать рН=14-рОН Пример 1. [H⁺] =2,3×10^{─ 6} . Рассчитайте рН и рОН раствора.

[H⁺] =2,3×10^{─ 6} ; рН=-lg 2,3×10^{─ 6} = 6- lg 2,3=6—0,36=5,64,
рН + рОН=14 рН=14-рОН=14-5,64=8,36.

 

Индикаторы химические, вещества, введение которых в анализируемый раствор позволяет установить конец химической реакции иликонцентрацию водородных ионов по легко заметному признаку. Индикаторы химические используют главным образом в титриметрическом анализедля установления точки эквивалентности (конечной точки титрования). В присутствии индикаторов химических в этой точке (или вблизи от неё) могут наблюдаться изменение цвета, появление или исчезновение мутности, свечение и т. д., обусловленные изменением определённого свойства исследуемого раствора. Индикаторы химические делят обычно на 5 групп: кислотно-основные; окислительно-восстановительные; комплексонометрические; адсорбционные; хемилюминесцентные.

Кислотно-основные индикаторы — вещества, изменяющие свою окраску при изменении водородного показателя (pH) среды. Эти индикаторыхимические, рассматриваемые (по теории В. Оствальда) как слабые органические кислоты или основания, используют в нейтрализации методах, а также при определении pH методом колориметрии. Интервал значений pH (интервал перехода), в котором наблюдается изменение окраски, связан сконстантой диссоциации индикатора (pK) соотношением pH = pK ± 1. При проведении анализа индикатор выбирают таким образом, чтобы интервал перехода окраски включал то значение pH, которое раствор должен иметь в точке эквивалентности. Наиболее часто анализы методом нейтрализации проводят с метиловым оранжевым (интервал перехода 3,1—4,4), метиловым красным (4,2—6,3), фенолфталеином (8,0—9,8). Кроме индивидуальных индикаторов химических, применяют так называемые смешанные индикаторы — смеси двух индикаторов химических (например,тимоловый синий + фенолфталеин), которым свойственно отчётливое изменение окраски в узком интервале перехода (до 0,2 единицы pH). К кислотно-основным относятся также индикаторы химические: флуоресцентные (например, a-нафтиламин, акридин), в присутствии которых появляется, исчезает или изменяется цвет флуоресценции мутных или сильно окрашенных растворов при их освещении ультрафиолетовыми лучами; универсальные — смеси нескольких индикаторов химических с различными интервалами перехода, многократно изменяющие свою окраску при разных значениях pH и используемые для приближённых определений этого показателя.

Окислительно-восстановительные индикаторы — вещества, способные окисляться или восстанавливаться в определённых интервалах значений окислительного потенциала и изменять при этом свою окраску. Эти индикаторы химические (например, метиленовый синий, дифениламин, крахмал) используют в титриметрических методах анализа, основанных на реакциях окисления-восстановления (см., например, Иодометрия).

Комплексонометрические индикаторы — вещества, образующие с определяемыми ионами окрашенные комплексные соединения. Такиеиндикаторы химические, называются также металлохромными, или металл-индикаторами, используют в титриметрическом методе анализа, основанном на применении аминополикарбоновых кислот (см. Комплексонометрия, Комплексоны). В качестве комплексонометрических индикаторовхимических используют преимущественно водорастворимые органические красители — эриохром чёрный Т, ксиленоловый оранжевый, кислотныйхром тёмно-синий и др.

Адсорбционные индикаторы — вещества, в присутствии которых в точке эквивалентности, устанавливаемой методом осаждения (например, прититровании ионов хлора стандартным раствором нитрата серебра), изменяется цвет осадка. В качестве таких индикаторов химических применяют главным образом красители (например, эозин, флуоресцеин).

Хемилюминесцентные индикаторы — вещества, способные в точке эквивалентности светиться видимым светом и используемые при титрованиисильно окрашенных растворов. К таким индикаторам химическим относятся люминол, силоксен и др.

 

11. БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ И ИХ НАЗНАЧЕНИЕ.

Свойство некоторых растворов сохранять постоянную концент­рацию катионов Н⁺ при разбавлении, а также при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или щелочей назы­вается буферным действием.

Растворы, оказывающие буферное действие, называют буферными растворами. Буферные растворы представляют собой смесь растворов слабой кислоты с ее солью или слабого гидроксида и его соли. Напри­мер, аммонийный буфер - раствор гидрата аммиака и хлорида аммония NН₃ * Н₂О + NH₄Cl (рН ~ 9,2), ацетатный буфер­ раствор уксусной кислоты и ацетата натрия СН₃СООН + + СН₃СООNа (рН ~ 4,7). Буферные растворы находят широкое применение в химиче­ском анализе, когда по условиям реакции процесс должен проте­кать при соблюдении точного значения рН, не меняющегося при разбавлении раствора или при добавлении к нему других реак­тивов.

Действие буферных растворов основано на том, что ионы или молекулы буфера связывают ионы Н⁺ или ОН^- вводимых в них кислот или щелочей с образованием слабых электролитов. Например, если к ацетатному буферному раствору СН₃СООН + СН₃СООNа добавить соляную кислоту, то произойдет реак­ция:

СН₃СООNа + НСl → СН₃СООН + NaCl

СН₃СОО^- + Н+ → СН₃СООН

СНзСОО^- -ионы, взаимодействуя с катионами Н⁺ соляной кис­лоты, образуют молекулы уксусной кислоты СН₃СООН. Диссо­циация СНзСООН мала, а от добавления НСl она подавляется еще больше. Концентрация СН₃СООН

увеличивается. Поэтому от прибавления к буферному раствору сильной кислоты концент­рация катионов Н+ в paствope практически не изменится, и сле­довательно, не изменится значение рН раствора.

При добавлении к ацетатному буферному раствору щелочи (например, NaOH) происходит реакция:

СН₃СООН + NaOH → СН₃СООNа + Н₂О

СН₃СООН + ОН^- → СНзСОО^- + Н₂О

Катионы Н⁺ уксусной кислоты соединяются с ОН^- -ионами щелочи, образуя воду. Концентрация кислоты уменьшается. Вместо израсходованных катионов Н⁺ вследствие последующей диссоциации СН₃СООН появляются вновь катионы Н⁺, в ре­зультате чего прежняя концентрация катионов Н⁺ в буферном растворе восстанавливается до ее первоначальной и значение рН раствора не изменится.

Следовательно, способность буферных растворов поддержи­вать практически постоянное значение рН основана на том, что отдельные ионы их связывают Н⁺- и ОН^- - ионы кислот или ще­лочей, вводимых в раствор (или образующихся в результате реакции). Всякий буферный раствор практически сохраняет постоянство рН лишь до прибавления определенного количест­ва кислоты или щелочи, т. е. обладает определенной буферной емкостью.

^ Буферной ёмкостью называется то предельное количество (моль) сильной кислоты или щелочи, которое можно добавить к буферному раствору, чтобы рН его изменился не бо­лее чем на единицу.

Следовательно, при прибавлении к буферным растворам не­больших количеств кислоты или щелочи рН раствора не изме­няется. Добавление к буферным растворам больших количеств сильной кислоты или щелочи вызывает заметное изменение рН раствора.

Ацетатный буферный раствор (СН₃СООН + СН₃СООNа) при меняют при осаждении осадков, не осаждаемых в сильнокис­лых или щелочных растворах. Например, катион Ва²⁺ обнару­живают в исследуемом растворе и отделяют раствором дихрома­та калия К₂Сr₂0₇ в слабокислой среде в присутствии ацетатного буфера при рН ~ 5.