Автопротоліз - оборотний процес утворення рівного числа катіонів та аніонів з незаряджених молекул рідкого індивідуального речовини за рахунок передачі протона від однієї молекули до іншої.
H2O + H2O = H3O + + OH-
Ця рівновага називається рівновагою автопротоліза води.
Константа автопротоліза для води зазвичай називається іонним добутком води і позначається як Kw. Іонний добуток чисельно дорівнює добутку рівноважних концентрацій іонів гідроксонію і гідроксид-аніонів. Зазвичай використовується спрощена запис:
При стандартних умовах іонний добуток води дорівнює 10-14. Воно є постійною не тільки для чистої води, але також і для розбавлених водних розчинів речовин. Автопротоліз води пояснює, чому чиста вода, хоч і погано, але все ж проводить електричний струм.
pH - це водневий показник - міра активності (в разі розбавлених розчинів відображає концентрацію) іонів водню в розчині, кількісно виражає його кислотність, обчислюється як негативний (узятий з оберненим знаком) десятковий логарифм концентрації водневих іонів, вираженої в молях на літр:
Тобто рН визначається кількісним співвідношенням у воді іонів Н + і ОН-, що утворюються при дисоціації води. (Моль - одиниця виміру кількості речовини.)
Коли концентрації обох видів іонів в розчині однакові, кажуть, що розчин має нейтральну реакцію.
для сильної кислоти:
для слабкої кислоти:
pH = ½ (рКа - lgСкісл)
або pH = ½ (-lgKкісл - lgСкісл)
для сильної основи:
pH = 14- pOH; (POH = -lg [OH]; [OH] = Cоснованія; C = m / MV)
або якщо дано Kb, тоді pOH = ½ (pKb - Cоснованія) (pKb = -lgKb; pOH = ½ (-lgKb - Cоснованія; pH = 14-pOH)
для слабкої основи:
pH = 14 - ½pKb + ½ lgC
19 питання. Типи протолітічеських реакцій. Поняття про гідролізі. Роль гідролізу в біохімічних процесах. Ацидиметрія і алкаліметрія.
До Протолітична реакцій відносять кислотно-основні реакції і реакції нейтралізації і гідролізу.
Відповідно до Протолітична теорією кислот і підстав кислоти являють собою атомно-молекулярні частинки, здатні в звичайних умовах до внутрішньомолекулярної або міжмолекулярної, повної або неповної передачі протона, а підстави - частинки, здатні в цих же умовах до приєднання протона, наприклад:
NH3 (осн.1) + H2O (кісл.2) = NH4 + (кісл.2) + OH- (осн.2)
Спорідненість до протону - енергія, що вивільняється в газофазной реакції між протоном і молекулою з утворенням відповідної сполученої кислоти
Реакція гідролізу - необоротна хімічна реакція взаємодія іонів солі з водою з утворенням малодиссоциирующие частинок (відноситься до Протолітична реакцій). Реакції гідролізу записують у вигляді:
а) молекулярного рівняння: KNO2 + H2O ↔ KOH + HNO2
б) іонного рівняння:
NO2- + H2O ↔ HNO2 + OH-
NH4 + + H2O = NH4ОН + Н + [утворюється іон водню обумовлює кислотну середу розчину, т. Е. (РН) <7].
Рівняння реакції гідролізу солі (гідроліз іона) на прикладі FeCl3 виглядає як (FeCl3 = Fe3 + + 3Cl-)
Гідроліз солей це реакції між складовими частинами води і солей, що супроводжуються утворенням малодисоційованих з'єднань. Гідролізу можуть піддаватися не тільки солі, але і інші розчинені речовини (вуглеводи, білки, жири, ефіри і т.д.). Реакція гідролізу часто супроводжується зміною рН розчину. Якщо замість води використовується інший розчинник, то процес носить назву сольволізу.
Гідролізу піддаються солі, що є похідними слабких кислот або підстав. Солі, утворені сильними кислотами і підставами, гідролізу не піддавалося.
1) Гідроліз солей, утворених сильною кислотою і слабкою основою (гідроліз по катіону). Для характеристики повноти протікання реакції використовують поняття ступінь гідролізу (β) - відношення концентрації молекул, що піддалися гідролізу (сгідр) до вихідної концентрації розчиненої солі (СІСХ):
Ступінь гідролізу залежить від: 1) хімічної природи іонів, що складають сіль; 2) концентрації солі; 3) температури. Ступінь гідролізу збільшується зі зменшенням константи дисоціації слабкої кислоти або підстави, зменшенням концентрації солі і підвищенням температури.
Гідроліз протікає в помітному ступені тільки в розведених розчинах, тоді отже, Цей твір називається константою гідролізу (Кг):
З виразу (7.42) випливає, що зменшення сили підстави веде до збільшення константи гідролізу, а отже, і ступеня гідролізу.
Ступінь гідролізу збільшується зі зменшенням сили підстави і концентрації солі. Підвищення температури супроводжується збільшенням КW, що також веде до зростання β.
2) Гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і сильною основою (гідроліз за аніоном).
де Ккіслота - константа дисоціації слабкої кислоти.
3) Гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і слабкою основою (гідроліз за аніоном і катиону)
Константа гідролізу в цьому випадку визначається константою дисоціації слабкої кислоти і слабкої основи:
Реакції гідролізу грають важливу роль в природних і виробничих процесах. У водоочищення для видалення грубодисперсних і колоїдних домішок використовують опади гідроксидів алюмінію і заліза, одержувані гідролізом сульфатів заліза (FeSO4.7H2O; Fe2 (SO4) 3.9H2O), алюмінію Al2 (SO4) 3.18H2O), або хлориду заліза (FeCl3.6H2O). Для забезпечення повноти протікання гідролізу розчини подщелачивают. Важливою стадією процесу травлення є гідроліз їжі в шлунково-кишковому тракті. Енергія в живих організмах запасається, в основному, у вигляді АТФ (аденозинтрифосфорная кислота) і виділяється при її гідролізі.
Алкаліметрія і Ацидиметрія - найважливіші тітріметріческіе методи визначення кислот або ж підстав, засновані на реакції нейтралізації:
Титрування розчином лугу називається алкаліметрію, а титрування розчином кислоти - ацидиметрії.
Ще роботи з біології
Реферат з біології