2. Автопротолиз воды.

На самом деле диссоциация воды в результате наличия водородных связей, связывающих ее молекулы, происходит следующим образом:

2Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

В результате образуются ионы гидроксония и гидроксид-ионы. Вода является амфотерным растворителем, у которого кислотные и основные свойства выражены приблизительно одинаково. У таких веществ диссоциация протекает по типу автопротолиза.

Автопротолизом называют процесс кислотно-основного взаимодействия между двумя молекулами вещества, при котором одна молекула ведёт себя как кислота, а вторая - как основание.

Тогда, константа диссоциации имеет вид:

К = [Н₃О ⁺] [OH^-]

[H₂O]²

Ионное произведение воды К H₂O = [Н₃О⁺] [ОН^-] = 10^-14 моль/л. Константа называется константой автопротолиза воды (устаревшее название – ионное произведение воды).

20. Характеристика кислотности растворов. Водородный показатель (рН). Индикаторы.

.Характеристика кислотности растворов.

Для химически чистой (дистиллированной воды) [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л. Если в воду добавить кислоту, то [H⁺] станет больше 10^-7 моль/л, а [OH^-] меньше 10^-7 моль/л. И наоборот, если к воде добавить щелочь, то [H⁺] станет меньше 10^-7 моль/л, а [OH^-] больше 10^-7 моль/л.

В зависимости от концентрации ионов [H⁺] или [OH^-] в растворах различают 3 основных типа сред:

Нейтральная среда – среда, в которой концентрации ионов [H⁺] и [OH^-] одинаковы:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л

Кислая среда – среда, в которой концентрация ионов [H⁺] больше [OH^-]:

[H⁺] ≥ [OH^-] ; [H⁺] ≥ 10^-7 моль/л

Щелочная среда – среда, в которой концентрация ионов [H⁺] меньше [OH^-]:

[H⁺] ≤ [OH^-] ; [H⁺] ≤ 10^-7 моль/л

Пользуясь уравнением ионного произведения воды [H⁺] [OH^-] = 10^-14, можно вычислить концентрацию одного иона, если известна концентрация другого.

Пример 1. В растворе [H⁺] = 10^-2 моль/л. Определите [OH^-], какая среда у данного раствора?

Решение:

[OH^-] = К H₂O = 10^-14/ 10^-2 = 10^-12 моль/л; среда – кислая.

[H⁺]

Для характеристики сред водных растворов пользуются не величиной концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов в ней, а так называемым водородным показателем рН.

4. Водородный показатель (рН) раствора численно равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе:

рН = - lg[Н⁺]

В нейтральной среде рН = - lg 10^-7 = 7

В кислой среде рН ≤ 7, чем меньше значение рН, тем больше кислотность раствора. В щелочной среде рН ≥ 7, чем больше значение рН, тем больше щелочность раствора.

Зависимость между концентрацией [Н⁺] и средой раствора представляют в виде схемы (Барковский стр. 31).

Существуют различные методы измерения рН. Количественно можно высчитать применив формулы для расчета рН сильных и слабых кислот и оснований, а так же с помощью рН-метра. Качественно реакцию среды и рН растворов определяют с помощью индикаторов.

5. Индикаторы – это вещества, которые обратимо изменяют цвет в зависимости от среды растворов, т.е. от рН раствора.

Чаще других применяют лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый. Они изменяют свою окраску в малом интервале значений рН.

Широко применяются смеси индикаторов, позволяющие определить значение рН растворов в большом диапазоне концентраций (1-10; 0-12). Растворами таких смесей - «универсальных индикаторов» обычно пропитывают полоски «индикаторной бумаги», с помощью которых можно быстро и точно определить кислотность исследуемых водных растворов. Для более точного определения полученный при нанесении капли раствора цвет индикаторной бумаги немедленно сравнивают с эталонной цветовой шкалой.

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред. Например, рН сыворотки крови – 7,4; желудочного сока – 1,85; слезной жидкости – 7,7, мочи – 6,0-7,0.

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.