PH воды

Для удобства, концентрации [H⁺] и [HO^-] выражают в виде водородного показателя pHи гидроксильного показателя pOH. pH и pOH - это отрицательные десятичные логарифмы концентраций [H⁺] и [HO^-] (правильнее использовать не концентрацию, а активность) соответственно:

pH = -lg[H⁺]

рН>7 среда щелочная

pH<7 среда кислая

pH=7 среда нейтральная

желудочный сок рН - 1,0—2,0

Слюна	6,35—6,85
Чистая вода	7,0
Кровь	7,36—7,44

Кислотно-основные индикаторы — органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности (pH).

Лакмус, метилоранж, фенолфталеин….

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 (с точностью до единиц рН, или даже десятых долей рН) определить кислотность исследуемых водных растворов. Для более точного определения полученный при нанесении капли раствора цвет индикаторной бумаги немедленно сравнивают с эталонной цветовой шкалой.

12.

• Протолитическая теория - кислотные или основные свойства частиц обусловлены их способностью отдавать или присоединять катион водорода (протон Н+)

NH4+ + S2– NH3 + HS–

Кт Ос Ос Кт

Пары "сопряженная кислота / сопряженное основание":

NH4+/NH3 и HS –/ S2–

Кислоты отдают катион водорода – доноры. Основания присоединяют катион водорода – акцепторы.

Совокупность кислоты и ее сопряженного основания – сопряженная кислотно-основная пара.

Сильные кислоты при диссоциации превращаются в слабые сопряженные основания.

Амфолиты – молекулы или ионы, которые способны отдавать или присоединять протоны, способны вступать в реакции как килоты или основания.

Протолитические процессы – переход протона от кислоты к основанию – протолиз.

Протолитическое равновеие – в результате конкуренции за протон между основаниями взаимодействующих кислотно-основных пар, равновесие смещается в сторону образования более слабой кислоты..

Чем больше показатель кислотности кислоты, тем меньше константа кислотности, тем слабее кислота.

Чем больше показатель кислотности основания, тем меньше константа кислотности основания, тем основание сильее.

Вода – как амфипротонный растворитель. (не нашла)

Нейтрализа́ция (от лат. neuter — ни тот, ни другой) — взаимодействие кислот с основаниями, в результате которого образуются соли и вода.

Часто реакции нейтрализации экзотермичны. К примеру, реакция гидроксида натрия и соляной кислоты:

НСl + NaOH = NaCl + Н₂О

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода и λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.

Слаб к-та + слаб основания – гидролиз по аниону и катиону, среда нейтральная

Слаб. К-та + сильн основание – гидролиз по катиону, среда щелочная

Сильн к-та + слаб основание – гидролиз по аниону, среда кислая

Сильн к-та + сильн основание – гидролизу не подвергается

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h_гидр); α = (c_гидр/c_общ)·100 % где c_гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

Ионизация – диссоциация – распад на ионы.

I стадия: H₃BO₃ ↔ H⁺ + H₂BO₃⁻,

II стадия: H₂BO₃⁻ ↔ H⁺ + HBO₃²⁻,

III стадия: HBO₃²⁻ ↔ H⁺ + BO₃³⁻,

13.

  Буферные растворы. Типы буферных систем.

Буферными называют растворы, рН которых практически на изменяется от добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор - это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион (например, смесь уксусной кислоты СН₃СООН и ацетата натрия СН₃СООNa), либо смесь слабого основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесь гидроксида аммония NH₄OH с хлоридом аммония NH₄Cl).

С точки зрения протонной теории Согласно протонной теории, кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов. буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа:

В_{основание} + Н⁺ ВН⁺_{сопряженная кислота}

НА_{кислота} Н⁺ + А^-_{сопряженное основание}

Сопряженные кислотно-основные пары В /ВН⁺ и А^- /НА называют буферными системами.

Буферные растворы играют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов - кислотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих тканей.