O‘zbekiston respublikasi oliy ta’lim vazirligi universitet
I bob. Tuzning ta'siri, cho'kindilarning cho'kindi va erishi shartlari. 2.1. S.Arreniyning elektrolitik dissotsilanish nazariyasi
Yüklə 272,15 Kb.
|
| I bob. Tuzning ta'siri, cho'kindilarning cho'kindi va erishi shartlari.
2.1. S.Arreniyning elektrolitik dissotsilanish nazariyasi Tuzlar, kislotalar, ishqorlar - elektrolitlar, etil spirti, aseton, dietil efir - noelektrolitlar. S. Arreniusning elektrolitik dissotsilanish nazariyasi (1887): 1. Suvda eritilganda elektrolitlar qisman yoki to'liq ionlarga parchalanadi va shuning uchun elektr tokini o'tkazadi. Ijobiy zaryadlangan ionlar kationlar, manfiy zaryadlanganlar - anionlar deb ataladi. 2. Kuchsiz elektrolitlarning dissotsilanish jarayoni qaytar jarayon, teskari jarayon assotsiatsiya yoki molarizatsiya deyiladi. 3. Elektrolitlar eritmalarida ionlar tasodifiy, xaotik harakatda bo'ladi. Elektr toki o'tganda, ularning harakati ma'lum bir tartibga ega bo'ladi: kationlar katodga, anionlar - anodga qarab harakatlanadi. 4. Fizik, kimyoviy va fiziologik xossalari bo‘yicha ionlar o‘zlari hosil bo‘lgan neytral atomlardan farq qiladi. Natriy va xlorning ionlari va atomlariga misol. Eritmadagi ionlar gidratlangan holatda, ya'ni. suv molekulalari bilan birlashadi (vodorod donor-akseptor mexanizmi bo'yicha birlashadi, gidroniy ionlarini hosil qiladi) [Na (H 2 O)] + , kundalik hayotda biz oddiygina suv molekulalarisiz yozamiz. Kuchli va kuchsiz elektrolitlar 18-bet. Asoslar elektrolitlar bo'lib, dissotsilanish jarayonida faqat bir turdagi anion - gidroksid ionlari - OH - , kislotalar faqat bir turdagi kationlar - H + kationlar hosil qiladi , ko'p asosli kislotalarda dissotsilanish bosqichma-bosqich amalga oshiriladi.-p. 18. Amfoter birikmalar kislotalar turiga va asoslar turiga ko'ra dissotsiatsiyalanadi, chunki. metall va kislorod atomlari va kislorod va vodorod atomlari orasidagi kimyoviy bog'lanish kuchi deyarli bir xil bo'lib, p-redagi p-larda H + kationlari ham, OH - anionlari ham mavjud . O'rta tuzlar metall kationlariga va kislota qoldig'ining anionlariga, kislota tuzlari metall kationiga va vodorod va kislota qoldig'ini o'z ichiga olgan murakkab anionga ajraladi. Masalan, bikarbonat ion bo'lib, keyinchalik qisman dissotsiatsiyalanadi va CO 3 2- anion , qo'sh tuz (vodorodni ko'p asosli kislotaga almashtirish natijasida hosil bo'ladi - Rochelle tuzi - kaliy magniy tartrat NaKS 4 H 4 O 6 , alyuminiy- kaliy alum KA1 (SO 4 ) 12H 2 O. Elektrolitik dissotsilanish darajasiga ta'sir qiluvchi omillar. 1. Elektrolit va erituvchining tabiati: erituvchi molekulalari va elektrolit ionlari gidratlari o'rtasidagi o'zaro ta'sir natijasida ionli bog'lanish. Bu go'yo dissotsiatsiyaning birinchi bosqichi bo'lib, kristall panjaradagi bog'lanishlar zaiflashadi, kristall panjara yo'q qilinadi va gidratlangan ionlar eritmada, suv dipollaridan iborat hidratsiya qobig'i bilan o'ralgan - bu natriy xlorid, kaliy xlorid, bariy gidroksidi. Ion birikmalari butunlay dissotsiatsiyalanadi. Qutbli kovalent aloqaga ega bo'lgan birikmalar qisman dissotsilanadi, eritmada gidroniy ionlari - H 3 O bo'lsa va erituvchining dielektrik o'tkazuvchanligiga bog'liq bo'lsa, bu ko'rsatkich qanchalik katta bo'lsa, dissotsiatsiya shunchalik yaxshi bo'ladi. Masalan, sulfat kislota suvda yaxshiroq dissotsilanadi. Uning dielektrik o'tkazuvchanligi 81, etanol uchun -27, benzol uchun -2. 2. Elektrolitlar eritmasining konsentratsiyasi: ortib borayotgan konsentratsiya bilan, ya'ni. ionlarning tez-tez to'qnashuvi bilan molekulalarning hosil bo'lishi kuchayadi va dissotsilanish darajasi pasayadi, eritma suyultirilganda dissotsilanish darajasi ortadi. 3. Haroratning oshishi ionlar harakatining kuchayishi hisobiga kuchsiz elektrolitlarning dissotsilanish darajasini oshiradi. 4. Xuddi shu nomdagi ionning ta'siri. Eritmada umumiy ionga ega bo'lgan 2 elektrolitning mavjudligi bir xil nom bilan ataladi: natriy asetat va sirka kislotasi bir xil asetat anioniga ega. Ularning tuzi borligida siz uchun kuchsiz yoki kuchli sizda deyarli ionlarga parchalanmaydi. Buni misoldan ko'rish mumkin: sirka kislota eritmasiga natriy asetat qo'shilishi shu nomdagi atsetat ionlarining konsentratsiyasini oshiradi. Le Chatelier printsipiga ko'ra, bunday harakat reaktsiyani chapga siljitadi, ya'ni. sirka kislotasi hosil bo'lishiga qaratilgan. Kuchli to-sizning qo'shilishi vodorod kationlarining to'planishi tufayli bir xil ta'sir bilan birga keladi, shuning uchun. sirka kislotasining dissotsiatsiyasini butunlay bostirishingiz mumkin, 19-bet. Sifatli tahlilda elektrolitlarning dissotsilanish darajasi katta ahamiyatga ega. Turli kislotalarning dissotsilanish darajasining kattaligi bo'yicha, bu kislotalarda cho'kmaning erishini taxmin qilish mumkin. Shunday qilib, bariy oksalat xona haroratida sirka kislotasida erimaydi, chunki. bu oksalatdan kuchsizroq. Xlorid va nitrat kislotalar oksalat kislotasini uning tuzidan siqib chiqaradi va bariy oksalatini eritadi. Xuddi shu sababga ko'ra, ular xlorid kislota BaCrO 4 , CaC 2 O 4 , sink sulfidda eriydi , lekin sirka kislotasida erimaydi. Boshqa tomondan, yomg'ir uchun, 19-bet. Elektrolitning kuchi boshqa, qulayroq tarzda ifodalanadi. Dissotsiatsiya konstantasi o'rniga K d , uning o'nlik logarifmi ko'pincha ishlatiladi, qarama-qarshi belgi bilan olinadi: pK d \u003d -1g K d . Masalan, sirka kislotasi uchun K d (CH 3 COOH) \u003d 1,76 × 10 -5 , mos ravishda pK d (CH 3 COOH) \u003d 4,76, bu erda pK d dissotsilanish konstantasining ko'rsatkichi deb ataladi. Dissotsilanish konstantasi va dissotsilanish darajasi dissotsilanish jarayonining miqdoriy xarakteristikasidir. Kuchsiz elektrolitning dissotsilanish konstantasi va dissotsilanish darajasi o'rtasida bog'liqlik mavjud. Buning uchun elektrolitning 2 ionga parchalanadigan molyar konsentratsiyasini c orqali, dissotsilanish darajasini b orqali belgilaymiz. Keyin hosil bo'lgan ionlarning har birining konsentratsiyasi cb ga, ajralmagan molekulalarning konsentratsiyasi esa c (1 - b) ga teng bo'ladi. Ushbu belgilarni [A + ][B - ]/[AB] = K dissotsiatsiya doimiy tenglamasiga almashtirsak , biz sb sb / s (1-b) = K ni olamiz yoki ular Ostvald suyultirish qonuni bilan birlashtiriladi: K d \ u003d b 2 s / ( 1-b), mol/l. Bu tenglama kuchsiz elektrolitning dissotsilanish darajasi va uning konsentratsiyasi o'rtasidagi bog'liqlikni o'rnatuvchi Ostvald suyultirish qonunining matematik ifodasidir. Maxrajdagi b ning qiymati hisobga olinmaydi, chunki b ??1, shuning uchun ur-ie quyidagi shaklni oladi: K d = b 2 s yoki b = vK d / s berilgan haroratda K d qiymati doimiy qiymat bo'lib qoladi; eritmadagi elektrolitlar konsentratsiyasining pasayishi bilan uning dissotsilanish darajasi ortadi. Bufer p-s pH va pOH kislota yoki asosning dissotsilanish konstantasi qiymatiga va komponentlar konsentratsiyasi nisbatiga bog'liq bo'lib, u tenglamalar bilan ifodalanadi : asos ) /C(tuz), bu erda pK a va pK. b - mos keladigan kislota va asosning dissotsilanish konstantalari; C (kislota) - kislota konsentratsiyasi; C(baza) - asosiy konsentratsiya; C(tuz) - tuz konsentratsiyasi. Ba'zi kam eriydigan elektrolitlarni boshqalarga tarjima qilish-21-bet. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasiga ko'ra, suvli elektrolitlar eritmalaridagi barcha reaktsiyalar ionlar orasidagi reaktsiyalar bo'lib, ion reaktsiyalari deb ataladi va bu reaktsiyalarning tenglamalari ionli tenglamalardir. Ion reaktsiyasi tenglamalarini tuzishda yomon dissotsilangan, ozgina eriydigan (cho'kma) va gazsimon moddalar molekulyar shaklda yozilishiga amal qilish kerak. Moddaning formulasidagi v belgisi bu moddaning reaksiya sferasini cho`kma shaklida tark etishini, ^ belgisi moddaning reaksiya sferasidan gaz holida chiqarilishini bildiradi. To'liq dissotsilangan kuchli elektrolitlar ionlar sifatida qayd etiladi. Tenglamaning chap tomonidagi elektr zaryadlarining yig'indisi o'ng tomonidagi elektr zaryadlarining yig'indisiga teng bo'lishi kerak. Misol: temir xlorid (111) va natriy gidroksidning molekulyar va ionli eritmalari orasidagi reaksiya tenglamalarini yozing. Muammoning yechimini 4 bosqichga ajratamiz. 1-bosqich - molekulyar shakldagi tenglama: FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 v + 3NaCl. 2. Yaxshi dissotsiatsiyalanuvchi moddalarni ionlar shaklida tasvirlab, reaksiya sferasini molekulalar ko'rinishida qoldirib, ushbu tenglamani qayta yozamiz: Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - \u003d Fe (OH) 3 v + 3Na + + 3Cl - . Bu ion reaksiya tenglamasi. 3. Biz ionli tenglamaning ikkala qismidan bir xil ionlarni istisno qilamiz, ya'ni. reaksiyada qatnashmaydigan ionlar (ularning tagiga chizilgan): Fe 3+ + 3Cl - +3 Na + + 3OH \u003d Fe (OH) 3 v + 3Na + + 3Cl - . 4. Tenglamani yakuniy shaklda yozamiz: Fe 3+ + 3OH - \u003d Fe (OH) 3 v. Kaliy xlorid va natriy nitrat eritmalari orasidagi reaksiya tenglamalarini yozing. Tenglama faqat dastlabki ikki bosqich ko'rinishida yoziladi, chunki barcha birikmalar suvda yaxshi eriydi va reaktsiya sferasini tark etmaydi, bu reaktsiya qaytariladi. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi nuqtai nazaridan reaksiya sodir bo'lmaydi va keyingi bosqichlar tenglamalarini yozib bo'lmaydi. Ion tenglamalari elektrolitlar orasidagi eritmalarda sodir bo'ladigan har qanday reaktsiyalarni ifodalashi mumkin. Agar bunday reaktsiyalar jarayonida ionlarning zaryadlarida o'zgarishlar bo'lmasa (oksidlanish darajasi o'zgarmasa), u holda ular ion almashinuvi deb ataladi va (agar ular qaytarilmas bo'lsa) cho'kmalarning hosil bo'lishi bilan birga keladi - AgNO 3 + HCl = AgClv + HNO 3; Ag + + NO 3 - + H + + Cl - \u003d AgClv + H + + NO 3 - ; Ag + + Cl - \u003d AgClv Gazsimon yomon eriydigan moddalarning hosil bo'lishi - Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + CO 2 ^ + H 2 O; CO 3 2- + 2H \u003d CO 2 ^ + H 2 O. Past dissotsiatsiyalanuvchi moddalar (zaif elektrolitlar) hosil bo'lishi HCl +KOH = KCl + H 2 O; H + +OH - \u003d H 2 O va kompleks birikmalar (ionlar) hosil bo'lishi - CuSO 4 5H 2 O + 4NH 3 \u003d [Cu (NH 3 ) 4 ]SO 4 + 5H 2 O; [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ +4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ + 4H 2 O; [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ + SO 4 2- + H 2 O + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ + SO 4 2- + 5H 2 O. Shunday qilib, elektrolitlar eritmalarida almashinish reaksiyalari deyarli qaytmas tarzda cho’kma (oz eruvchan moddalar), gazlar (juda uchuvchan moddalar), kuchsiz elektrolitlar (bir oz dissotsiatsiyalanuvchi birikmalar) va murakkab ionlar hosil bo’lishi tomon boradi. Vodorod ko'rsatkichi - pH; "r" harfi daniyalik potenz so'zining bosh harfi - matematik daraja. Xulosa: 1. Eritma yoki eritmadagi elektrolitlar ionlarga dissotsilanadi, shu tufayli elektr tokini o`tkazadi. Eritmadagi ionlar qancha ko'p bo'lsa, uning elektr o'tkazuvchanligi shunchalik yuqori bo'ladi. Asosiy ion hosil qiluvchi moddalar kislotalar, asoslar, tuzlardir. 2. Suvli eritmalardagi ionlar gidratlanadi, ya'ni. suv ionlari bilan kimyoviy bog'langan. Ionlarning hidratsiyasi dissotsiatsiyaning asosiy sababidir. 3. Elektrolitik dissotsilanish nazariyasidan foydalanib, kislotalar, asoslar va tuzlarga ta'rif beriladi: kislotalar eritmaga vodorod ionlarini, asoslar - gidroksid ionlarini, tuzlar - metall kationlari (va ammoniy) va kislota qoldiqlarining anionlarini chiqaradi. 4. Kuchli va kuchsiz elektrolitlar mavjud. Kuchli elektrolitlar ionlarga butunlay ajraladi, eritmadagi ionlarning konsentratsiyasi yuqori. Zaif elektrolitlar faqat qisman ionlarga ajraladi va eritmadagi ionlarning konsentratsiyasi sezilarli qiymatlarga etib bormaydi. 5. Suv zaif dissotsiatsiyalanuvchi birikma bo'lib, natijada vodorod ionlari va gidroksid ionlari hosil bo'ladi. Chunki bu ionlarning soni ekvivalent, ya'ni. ekvivalentda, muhitning reaksiyasi neytral va pH 7. Kislotali eritmalar uchun pH < 7, ishqoriy eritmalar uchun pH> 7. Vodorod ionlarining kontsentratsiyasi, pH qiymati va eritmaning reaktsiyasi o'rtasidagi bog'liqlik sxemasi, 107-bet Kimyo, G.P. Xomchenko, tayyorgarlik bo'limlari uchun, VSH. 6. Dissotsilanish jarayonining miqdoriy xarakteristikalari: elektrolitik dissotsilanish yoki ionlanish darajasi, b - elektrolitlar umumiy miqdorining qaysi qismi ionlarga parchalanishini ko'rsatadigan raqam; K d - dissotsilanish konstantasi, elektrolitlar kuchining xarakteristikasi; f - ionning faollik koeffitsienti, i - eritmaning ion kuchi, i =0,5?c i z i 2 . 7. Elektrolitlarning suvli eritmalarida ionlar o'rtasida reaksiyalar sodir bo'ladi va ular ionli tenglamalar bilan ifodalanadi. Ular cho'kma (oz eruvchan moddalar), gazlar (juda uchuvchan moddalar), kuchsiz elektrolitlar (biroz ajraladigan birikmalar) va murakkab ionlarning hosil bo'lishiga deyarli qaytmas tarzda boradi. Analitik kimyoda cho‘kmalarni cho‘ktirish uchun reaksiyalar cho‘kma bilan bir xil nomdagi ionlarni o‘z ichiga olgan elektrolit eritmasini kiritish va cho‘kmani eritish uchun eritma ichiga begona ionlari bo‘lgan kuchli elektrolitni kiritish – tuz effektidan foydalaniladi. 8. Protolitik nazariyaga ko'ra, kislota har qanday proton donori, asos esa proton qabul qiluvchi hisoblanadi. Bular. kislotalar - bu reaksiya davomida protonlarni ajratadigan moddalar, molekulalar yoki ionlar. Asoslar - protonlarni biriktiruvchi moddalar, molekulalar yoki ionlar, bu birikmalar daniyalik olim Iogannes Nikolaus Brønsted va ingliz olimi Tomas Martin Louri (1928-1929) tomonidan kislotalar va asoslarning protolitik nazariyasiga muvofiq, birgalikda protolitlar deb ataladi. Bu nazariya suvsiz eritmalarda sodir bo'ladigan jarayonlarni tushuntiradi. Tuz ammoniy xlorid suvli eritmada, keyin suyuq ammiakda - bu to-ta, vodorodning chiqishi bilan metallarni eritadi; suyuq vodorod ftorid yoki suvsiz sulfat kislotadagi nitrat kislota asosdir. Protonni yo'q qilish reaktsiyasi: Kislota-asos + H + . Bunday jarayonning kislota va asosi konjugatsiyalangan deb ataladi. Bu kislota-asos juftligi. Eritmalardagi erkin protonlar o'z-o'zidan mavjud emas, ular sizdan istalgan bazaga o'tadi. Shuning uchun eritmada doimo 2 ta jarayon sodir bo'ladi: kislota 1 - asos 1 + H + va asos 2 + H + - kislota 2 . Shunga ko'ra, ular orasidagi muvozanat tenglama bilan ifodalanadi: kislota 1 + asos 2 - asos 1 + kislota 2 . Masalan, sirka kislotani ammiak bilan neytrallash reaksiyasini quyidagicha ifodalash mumkin: CH 3 COOH-CH 3 COO - + H + ; NH 3 + H + -NH 4 + ; va umumiy tenglama CH 3 COOH (kislota 1 ) + NH 3 (asos 2 ) -CH 3 COO - (asos 1 ) + NH 4 + (kislota 2 ). Bu erda sirka kislota kislotadir (H + protonlarini chiqaradi ), ammiak asosdir (protonlarni qabul qiladi), CH 3 COO + - ionlari asos rolini o'ynaydi (bu teskari jarayonda ular protonlarni qabul qilib, sirkaga aylanishi mumkin). kislota) va ammoniy ionlari kislota rolini o'ynaydi (ular proton berishi mumkin). Xuddi shunday, suyuq HFda erigan nitrat kislotaning asosiy xossalarining namoyon bo'lish reaktsiyasi: HF (kislota 1 ) + HNO 3 (asos 2 ) -F _ (asos 1 ) + [H 2 NO 3 ] + (kislota 2 ) . Bu. kislotalar va asoslarning «umumiy» yoki «kengaytirilgan» nazariyasining asosiy qoidalari: 1) kislota donor, asos esa proton qabul qiluvchi; 2) kislotalar va asoslar faqat konjugatsiyalangan juft holda mavjud; 3) proton eritmada erkin holda mavjud emas, suvda u OH 3 + ionini hosil qiladi . Protolitik nazariya elektrolitik dissotsilanishning toriy ko'rinishlari bilan solishtirganda asoslar va kislotalar doirasini kengaytirdi: ular ionlar ham bo'lishi mumkin. Xuddi shu modda, nima bilan reaksiyaga kirishishiga qarab, kislota yoki asos bo'lishi mumkin. Nazariya kislotalar va asoslar tushunchalarining nisbiyligini ochib berdi va ularning o'zaro ta'siridan olingan mahsulotlarni yangi kislotalar va asoslar deb hisoblash kerakligini ko'rsatdi. Protolitik nazariya kislotalar va asoslarning zamonaviy va umumiy nazariyasidir. Suvning elektrolitik dissotsilanish tenglamasi. Suvning dissotsilanish konstantasi suvning ion mahsulotidir. Vodorod ko'rsatkichi - pH. Amfoterlik va uning kimyoviy analizdagi ahamiyati. Suvning elektrolitik dissotsilanish tenglamasiga ko'ra, suvning amfoter xossalarini namoyon qiluvchi tipik elektrolit ekanligini ko'rish mumkin: H 2 O <-> 2H + + OH - yoki H 2 O + H 2 O <-> H 3 O + + OH - . Biroq, oddiylik uchun, vodorod eritmada bo'lgan gidroniy ionining o'rniga, ular vodorod ioni haqida yozadilar va gapiradilar (bunday almashtirish hisob-kitobga ta'sir qilmaydi). Bu. suvning dissotsiatsiyasi jarayonida vodorod ionlari hosil bo'ladi, ular gidroniy ionlari - kislotali xususiyatlarni tashuvchilar va gidroksil ionlari - suvning ishqoriy xususiyatlarini keltirib chiqaradi. Suyuq suvdagi dissotsilanish tenglamasidan ko'rinib turibdiki, vodorod ionlarining konsentratsiyasi taxminan gidroksil ionlarining konsentratsiyasiga teng va shuning uchun suvda [H + ] = [OH - ] deb yozish mumkin. Suvning elektrolitik dissotsiatsiyasining muvozanat tizimiga massa ta'siri qonunini qo'llash orqali biz quyidagilarga erishamiz: [H + ][OH - ] / [H 2 O] \u003d K, ya'ni suvning elektrolitik dissotsilanish konstantasini olamiz. Bunday jarayonlar avtoprotoliz reaktsiyalari deb ataladi, bu reaksiyalarda amfiprotik erituvchining bir molekulasi kislota, ikkinchisi esa asos sifatida harakat qiladi. Elektr o'tkazuvchanligi bo'yicha hisob-kitoblar shuni ko'rsatdiki, suvdagi vodorod ionlari va gidroksid ionlarining konsentratsiyasi 22 0 S da 10 -7 mol / l bo'lib chiqdi. Ushbu tenglamani o'zgartirib, biz [H + ][OH - ] = [H 2 O ni olamiz. ] K. Lekin suvning dissotsilanish darajasi juda kichik va har qanday suyultirilgan suvli eritmada uning dissotsilanmagan molekulalarining konsentratsiyasini doimiy qiymat deb hisoblash mumkin. Bu. tenglamaning o'ng tomonida 2 ta konstanta mavjud: [H 2 O] - dissotsilanmagan suv molekulalarining konsentratsiyasi va K - dissotsiatsiya konstantasi. Lekin 2 konstantaning ko‘paytmasi ham doimiydir. Shuning uchun, [H 2 O] K ni yangi doimiy bilan almashtirib, biz [H + ] [OH - ] \u003d K H2O ni olamiz . Shuning uchun suvda yoki suyultirilgan suvli eritmada H + va OH ionlarining konsentratsiyasi qanday o'zgarishidan qat'i nazar , ularning mahsuloti amalda o'zgarmas bo'lib qoladi. Bu miqdor suvning ion mahsuloti deb ataladi. Ushbu konstantaning raqamli qiymatini tenglamaga suvdagi vodorod va gidroksid ionlarining kontsentratsiyasini almashtirish orqali topish qiyin emas: K H2O \u003d [H + ] [OH - ] \u003d 10 -7 10 -7 \u003d 10 -14 . Eritmaning reaksiyasi odatda vodorod ionlarining konsentratsiyasi bilan tavsiflanadi, chunki OH ionlarining konsentratsiyasini suvning ion mahsuloti asosida hisoblash oson . H + va OH - ionlarining kontsentratsiyasi teskari nisbatda o'zgaradi, lekin hech qachon nolga teng bo'lmaydi: H + \u003d K H2O / OH - yoki OH - \u003d K H2O / H + . Ma'lum bir haroratda suvning ion mahsuloti o'zgarmagan va 10 -14 ga teng bo'lgani uchun va [H + ] va [OH - ] qiymatlari o'zgaruvchan bo'lganligi sababli, bu qiymatlar bo'yicha hukm qilish mumkin. eritmaning kislotaligi yoki ishqoriyligi. Agar [OH - ] qiymati kamaysa, ya'ni 10 -7 g-ion / l dan kam bo'lsa, muhitning reaktsiyasi kislotali bo'ladi ; reaksiya OH - ionlari konsentratsiyasining mos keladigan ortishi bilan ishqoriydir . xona haroratida [H + ] = [OH - ] = 10 -7 g-ion/l bo'lsa neytral deb ataladi . Kislotali eritmalar uchun [H + ]>[OH - ] sharti o‘rinli; [H + ]>10 -7 g-ion/l, [OH - ]<10 -7 . Ishqoriy eritmalar uchun - [H + ]<[OH - ]; [H + ]<10 -7 , [OH]<10 -7 g-ion/l. Masalan, eritmadagi vodorod ionlarining konsentratsiyasi 10 -3 g -ion/l bo`lsa, muhitning reaksiyasi kislotali bo`lsa, bunday eritmadagi [OH - ] qiymatini ion tenglamasidan hisoblash mumkin. suv mahsuloti: [H + ][OH - ] = 10 -14 g-ion / l, shuning uchun [OH - ] \u003d 10 -14 / 10 -3 \u003d 10 -11 g-ion / l. Suvning ionlanishi endotermik jarayon bo'lib, issiqlikning yutilishi bilan davom etadi, Le Shatelye qonuniga ko'ra, harorat ko'tarilishi bilan ionlanish muvozanati ionlar hosil bo'lishiga qarab siljiydi, bu esa suvning ionli mahsulotining ko'payishiga olib keladi. Suvning ion mahsulotining tajriba jadval ma'lumotlarini bilib, turli muammolarni hal qilish mumkin. Biroq, manfiy ko'rsatkichga ega bo'lgan vodorod ionlarining kontsentratsiyasi bilan eritmalarning asosligi va kislotaliligini tavsiflash amalda noqulay bo'lib chiqdi. Va shuning uchun amalda pH indeksi ishlatiladi - pH, vodorod ionlari kontsentratsiyasining salbiy logarifmi: pH \u003d -lg [H + ]. Bu. neytral pH=7, kislotali pH<7, ishqoriy pH>7. PH qiymati qanchalik past bo'lsa, vodorod ionlarining konsentratsiyasi qanchalik ko'p bo'lsa, eritmaning kislotaligi shunchalik yuqori bo'ladi. Eritmaning kislotaliligi pH pasayishi bilan ortadi, ishqoriyligi esa pH ortishi bilan ortadi. Agar siz pH qiymatlarini diagramma shaklida tasvirlasangiz, yuqoridagilarning barchasini aniq ko'rish mumkin. Ushbu sxemaning so'nggi nuqtalari taxminan 1N vodorod ionlarining konsentratsiyasiga to'g'ri keladi. HC1 eritmasi (pH=0) va 1n. NaOH eritmasi (pH=14). Albatta, pH<0 bo'lgan kislotali va pH>14 bo'lgan ko'proq ishqoriy eritmalar bo'lishi mumkin, ammo bu hollarda bu eritmalarning kislotaliligi yoki ishqoriyligi odatda eritmaning litriga kislota yoki ishqorning mollarida ifodalanadi. Vodorod indeksi bilan bir qatorda gidroksil indeksi pOH \u003d -lg [OH - ] ko'pincha ishlatiladi. Agar suvning ion mahsuloti tenglamasi [H + ][OH - ] \u003d 10 -14 logarifm sifatida qabul qilinsa va keyin logarifmlarning belgilari teskari bo'lsa, biz pH + pOH \u003d pK H2O \u003d olamiz. 14, bu erda pK H2O \u003d -lgK H2O \u003d -lg10 -14 =14. Bundan kelib chiqadiki, har qanday suvli eritmada pH \u003d pK H2O - pOH \u003d 14 - pOH (25 0 C da) nisbati amal qiladi . qiymatlaridan H + va OH ionlarining kontsentratsiyasini hisoblang va aksincha. Kuchli kislotalar va asoslarning suvli eritmalari muhitining pH qiymatini hisoblashda ularning elektrolitik dissotsilanish jarayonining qaytarilmasligini hisobga olish kerak (b=1). Bir asosli kuchli kislotalar eritmalarida H + ionlarining konsentratsiyasi va OH ionlarining konsentratsiyasi - bir asosli ishqorlar eritmalarida eritmalarning molyarligiga son jihatdan teng. Masalan, HC1 ning 0,001 M eritmasida H + ionlarining konsentratsiyasi 0,001 mol / l, OH ning konsentratsiyasi esa 0,01 M NaOH eritmasida 0,01 mol / l ni tashkil qiladi. To'g'ri yo'nalishda sifatli reaktsiyalarni muvaffaqiyatli amalga oshirish uchun ma'lum shartlarga, birinchi navbatda, sinov eritmasining ma'lum bir pH qiymatiga rioya qilish kerak. Agar kerakli pH qiymati kuzatilmasa, qoida tariqasida, reaktsiya to'g'ri yo'nalishda ketmaydi va butun ishni boshidan boshlash kerak. Shunday qilib, masalan, magniy kationi 1-guruh kationlariga (kationlarni aniqlash uchun kislota-asos sxemasiga ko'ra) tayinlangan va uni tenglamaga muvofiq gidroksid shaklida magniy ioni bo'lgan eritmadan cho'ktirish mumkin. Mg 2+ + 2OH - -- > Mg ( OH) 2 . Biroq, bu reaktsiya faqat pOH ning ma'lum bir qiymatida - <14, ya'ni pH >10 da sodir bo'ladi. Magniy tuzi eritmasiga ammoniy gidroksid qo‘shganda Mg(OH) 2 pH=9 bo‘lganda ham cho‘kmaydi yoki cho‘kma to‘liq bo‘lmaydi. To'liq yog'ingarchilik kuchli asoslar ta'sirida sodir bo'ladi va ammoniy tuzlari ishtirokida magniy oksidi gidrat Mg (OH) 2 eritmada qoladi. Shuning uchun magniy kationlarning birinchi guruhiga kiradi. Yuqoridagilarni hisobga olgan holda, sifatli reaktsiyalarni o'tkazishda nafaqat muhitning tabiatini: "kislotali" yoki "ishqoriy", balki aniq pH qiymatini ham ko'rsatish kerak. Muhitning pH qiymatini aniqlash usullari: kolorimetrik va potensiometrik. Potansiyometr yoki ion o'lchagich qurilmasi yordamida amalga oshiriladigan eng aniq potentsiometrik usul. Qurilmani birinchi navbatda sinov standartlari yoki normodozlar yordamida tayyorlash va sozlash kerak, ya'ni ma'lum pH qiymatiga ega bo'lgan eritmalar, pH o'lchovi elektrolitik hujayra va ikkita elektrod yordamida amalga oshiriladi. Kolorimetrik usul vodorod ionlarining kontsentratsiyasiga qarab rangini o'zgartiruvchi reaktivlardan foydalanishga asoslangan bo'lib, ular indikatorlar deyiladi.Bular kuchsiz organik kislotalar yoki asoslar bo'lib, dissotsilanmagan molekulalari turli rangga ega bo'lib, ular kislota-asos indikatorlari deyiladi. Masalan, lakmus tarkibida azolitmik kislota mavjud bo'lib, uning ajralmagan molekulalari qizil, anionlari esa ko'k rangga ega. Eritmaga kislota yoki gidroksidi qo'shilishi eritmaning pH qiymatini o'zgartiradi, bu esa ko'rib chiqilayotgan indikatorlarning rangi o'zgarishiga sabab bo'ladi. 4-guruhning amfoter kationlarini aniqlashda pH qiymatlariga rioya qilishning muhim sharti hisoblanadi. - lg [H + ] - -lg [OH - ] \u003d logK H2O \u003d 14. Sifatli tahlil jarayonida muhitning pH qiymatini taxminiy aniqlash uchun ko'pincha quyidagi ko'rsatkichlar qo'llaniladi: metil apelsin, metil qizil, lakmus, fenolftalein, fenol qizil, malaxit yashil va boshqalar. 1-2 tomchi qo'shing. sinov eritmasining alohida namunalariga har bir indikatorning eritmasi. Bunday holda, vositaning pH qiymatiga qarab ishlatiladigan indikator qanday rangga ega ekanligini bilishingiz kerak. Masalan, lakmus (yoki lakmus qog'ozi) kislotali muhitda pH <5 da qizil rangga, ishqoriy muhitda pH>8 da ko'k rangga aylanadi. Fenolftalein uchun qip-qizil rang ishqoriy muhitda xarakterlidir (pH> 10; pH 8,2 va undan pastroqda, u rangsizdir. Universal ko'rsatkichlar, masalan, ZIV-1, 5 ko'rsatkichning quruq aralashmasi: dimetilaminazobenzol, bromtimol ko'k, metil qizil, fenolftalein va timolftalein. Tayyor aralashma ampulalarda, 0,16 g miqdorida 100 ml 80% spirtda eritiladi. Eritmaning pH qiymatiga qarab, universal indikator shkala bo'yicha rangga ega bo'ladi. Xuddi shu nomdagi ionlarning harakati. Moddaning elektrolitik dissotsilanish darajasi nafaqat uning eritmadagi konsentratsiyasiga, balki eritmaga boshqa elektrolitlar qo'shilishiga ham bog'liq. Eritmaga birinchi elektrolitga bir xil nomdagi ionni o'z ichiga olgan kuchli elektrolitni qo'shish orqali kuchsiz elektrolitning dissotsilanish darajasini pasaytirish mumkin. Bu hodisa massalar ta’siri qonuni va dissotsilanish reaksiyasining muvozanat konstantasi bilan izohlanadi. Ammoniy yoki natriy atsetat qo`shilganda sirka kislota eritmasining, ammoniy xlorid eritmasi qo`shilganda ammiak eritmasining dissotsilanish darajasining o`zgarishini talabalarning o`zlariga tushuntirish taklif etiladi. Bu. kuchsiz elektrolitning dissotsilanish darajasi eritmaga xuddi shu nomdagi ionni o'z ichiga olgan kuchli elektrolitlar kiritilganda kamayadi. Kichik hajmdagi kuchli kislotalar yoki ishqorlar qoʻshilganda, shuningdek suyultirilganda pH qiymati deyarli oʻzgarmaydigan eritmalar bufer eritmalar yoki bufer aralashmalar deyiladi. Ular bir xil nomdagi ionlarni o'z ichiga olgan elektrolitlar aralashmalari. Masalan, asetat bufer eritmasi sirka kislota va natriy asetat aralashmasi, ammoniy bufer eritmasi ammoniy gidroksid va ammoniy xlorid aralashmasidir. Asetat aralashmasi qo'shilgan kislota yoki gidroksidi kontsentratsiyasi taxminan 0,08 mol / l dan oshmasagina, o'zining bufer ta'sirini ko'rsatadi. Kuchli kislota yoki kuchli asosning mollari soni, 1 litr bufer eritmasiga qo'shilishi uning pH qiymatini birga o'zgartiradi, eritmaning bufer sig'imini tavsiflaydi. Shuning uchun bufer sig'imi g-ekv yoki mol/l kuchli kislota yoki kuchli asosning pH qiymatini birga o'zgartirish uchun bufer tizimining 1 litriga qo'shilishi kerak bo'lgan miqdori bilan o'lchanadi. Vodorodni metall bilan har xil almashtirish bilan kislota tuzlari aralashmalari ham bufer ta'siriga ega. Masalan, dihidrofosfat va natriy vodorod fosfatning bufer aralashmasida birinchi tuz kuchsiz kislota rolini, ikkinchisi esa uning tuzi rolini o'ynaydi. Fosfat tampon eritmasi (NaH 2 PO 4 + NaHPO 4 ) pH ni 6,8 ni saqlaydi. Bu. Zaif kislota va uning tuzining konsentratsiyasini o'zgartirish orqali turli pH qiymatlariga ega bufer eritmalarini olish mumkin. Tabiatdagi bufer ta'sirlarga qon, limfa, tuproq misol bo'la oladi. Bufer aralashmalarda pH ni hisoblash uchun pH = pK dan - lg (c to /c s ) tenglamasi qo'llaniladi, bu erda pK kislotaning kuch ko'rsatkichi yoki kislotaning dissotsilanish konstantasining logarifmi; c dan - kislota konsentratsiyasi, va c c - tuz konsentratsiyasi. Bu tenglama bufer aralashmasiga kiritilgan kuchsiz kislotaning dissotsilanish konstantasi uchun tenglamaning logarifmini olingandan keyin olingan. Kuchsiz asoslar va ularning tuzlari aralashmalari uchun pOH = pK o - lg (c o /c s ). pH \u003d pOH \u003d 14 ekanligini hisobga olsak, siz pH \u003d 14 - pOH \u003d 14 - pK o + lg (c o / s ) yozishingiz mumkin . Bu. 1. komponentlarning teng konsentratsiyasini o'z ichiga olgan aralashmalarda kuzatiladigan maksimal bufer sig'imi; 2. Bufer eritmasiga kislota yoki ishqor qo‘shilsa, uning pH o‘zgarishiga chidamliligi asta-sekin kamayadi. 3. Eritmaning bufer sig'imi qanchalik katta bo'lsa, bufer aralashmaning tarkibiy qismlarining konsentratsiyasi shunchalik yuqori bo'ladi. Doimiy pH darajasida tahlillarni o'tkazishda ishlatiladigan aralashmaning buferlik qobiliyatini hisobga olish kerak. Yüklə 272,15 Kb. Dostları ilə paylaş:
|