Вода, водневий показник середовища

_2.2

Тема	Література
Вода, водневий показник середовища.  Конспектування основних моментів теми. Виконання домашніх завдань по темі.	Стромберг А. Г., Семченко Д.П. Физическая химия.–М.: Высш. шк., 1988

 Встановлено, що фізіологічні процеси можуть протікати нормально тільки при певній для даного процесу концентрації іонів водню, тобто при певному значенні рН. Вплив рН середовища на фізіологічні процеси настільки важливо, що навіть незначна зміна рН може помітно змінити швидкість процесу або навіть зовсім загальмувати його. Відомо, що найбільш сприятливим середовищем для вирощування: 

жита – рН= 5-6;              пшениці рН= 6-7;                  картоплі рН = 5.

При порушенні оптимального рН середовища помітно погіршується активність ферментів, засвоєння добрив рослинами, що  разом негативно впливає на врожайність. Так було встановлено, що засвоєння рослинами нітратних добрив краще відбувається при рН = 5, а засвоєння аміачних добрив краще при рН =7.

Розглянемо електролітичну дисоціацію води, що відіграє  роль розчинника. Як відомо, вода є слабким електролітом, яка в незначній мірі дисоціює на іони:

Н₂О Û Н⁺ + ОН^-.

Оскільки процес є зворотнім то до нього можна застосувати закон діючих мас та записати вираз для константи рівноваги:

                                               [H⁺] × [OH^-]

К =------------------                                          (1)

                                                  [H₂O]

де К – константа дисоціації води при 22 С , дорівнює 1,8* 10^-16 ;

[H₂O] – молярна концентрація недисоційованих молекул води в одному літрі води (1000г)       (См=m/M ×V= 1000/18 ×1 = 55,56 моль/л);

[H⁺] – концентрація іонів водню;

[OH^-] – концентрація іонів гідроксогруп.

Перетворюючи рівняння (1) можна одержати вираз:

                                  [H⁺] × [OH^-] = K × [H₂O]                               

 

                                                        К_в –  іонний добуток води = 1,8 × 10^-16 ×55,56= 10^-14

Отже : [H⁺] × [OH^-] = 10^-14, або [H⁺] = [OH^-] =10^-7                       

Величина К_в постійна не тільки для води , але і для будь-яких розведених водних розчинів кислот, основ, солей. Тому, якщо відома концентрація іонів водню, легко знайти концентрацію іонів ОН^- та навпаки:

             K_в                                                                           K_в                      

[OH^-]= -------                                 [H⁺]=-------                                  

              [H⁺]                                           [OH^-]

Для зручності та спрощення розрахунків у 1909 р. була введена величина рН, яка дорівнює від’ємному значенню десяткового логарифма концентрації іонів водню:

рН = -lg [H⁺]                   

Для нейтральних розчинів , у тому числі і для чистої води рН =7. У кислотних розчинах рН <7, для лужних розчинів рН >7.

Одночасно з водневим показником (рН), реакцію середовища можна охарактеризувати гідроксильним показником рОН = -lg [OH^-]

Прологарифмувавши  рівняння  (3) , одержимо що

 рН + рОН= 14;               рН =14- рОН;                      рОН= 14-рН                         (6)

3. В розведених розчинах сильних кислот, в яких дисоціація близька до одиниці, концентрація водневих іонів дорівнює загальній концентрації кислоти. Аналогічно в розведених розчинах сильних основ. Інакше: рН=-lg[H⁺]; pOH=-lg[OH^-].

В розчинах слабких електролітів концентрація іонів менша ніж загальна концентрація речовини. Слабкі електроліти: 1) розчини всіх органічних кислот, наприклад, СН₃СООН – оцтова, НСООН мурашина й ін.; 2)  розчини органічних основ (амінів), наприклад, СН₃NH₂×Н₂О; 3) розчин аміаку у воді NH₃×Н₂О; 4) розчини деяких неорганічних кислот H₂S, H₂CO₃, HCN  і ін.

     Зв'язки в молекулах ковалентні, мало полярні, іонізація незначна, тому процес іонізації завжди супроводжується процесом утворення молекул, тобто процес іонізації є процес оборотний і рівноважний. Прикладом є  закон діючих мас і принцип Ле-Шателье.