Suvdagi kislotalilik va asoslilik. Kuchsiz kislotalarning kislotalik konstantalarini aniqlash Oltingugurt kislotaning kislotalik konstantasi

Molekulalar va ionlar orasidagi kuchsiz elektrolit eritmasida o'rnatiladigan muvozanatga kimyoviy muvozanat qonunlarini qo'llashimiz va muvozanat konstantasining ifodasini yozishimiz mumkin. Masalan, suv molekulalari ta'sirida yuzaga keladigan sirka kislotasining elektrolitik dissotsiatsiyasi (protolizi) uchun,

CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO –

muvozanat konstantasi shaklga ega

Kislotalik va asoslik konstantalarining qiymatlarini qayd qilish uchun ikkita usul qo'llaniladi. Birinchi usulda doimiy va harorat qiymatlari reaksiya tenglamasidan va verguldan keyin bir qatorda ko'rsatiladi, masalan,

HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F – , K k = 6,67·10 –4 mol·l –1 (25°S).

Ikkinchi usulda avval konstantaning qiymati yoziladi, so'ngra elektrolitning kislota va asos shakllari, erituvchi (odatda suv) va harorat qavs ichida beriladi:

Kk = 6.67·10 -4 (HF, F - , H 2 O, 25 ° C) mol L -1.

Kislotalik va asoslik konstantalari elektrolit, erituvchi va haroratning tabiatiga bog'liq, lekin eritmaning konsentratsiyasiga bog'liq emas. Ular ma'lum kislota yoki ma'lum asosning ionlarga ajralish qobiliyatini tavsiflaydi: konstantaning qiymati qanchalik yuqori bo'lsa, elektrolitlar shunchalik oson dissotsilanadi.

Ko'p asosli kislotalar, shuningdek, ikki yoki undan ortiq valentli metallarning asoslari bosqichma-bosqich dissotsilanadi. Ushbu moddalarning eritmalarida turli xil zaryadli ionlar ishtirok etadigan murakkab muvozanatlar o'rnatiladi. Masalan, karbonat kislotaning dissotsiatsiyasi ikki bosqichda sodir bo'ladi:

H 2 CO 3 + H 2 O ↔ H 3 O + + HCO 3 –;
HCO 3 – + H 2 O ↔ H 3 O – + CO 3 2–.

Birinchi muvozanat protolizning birinchi bosqichi- kislotalik konstantasi bilan tavsiflanadi, K k1 bilan belgilanadi:

Umumiy balans

H 2 CO 3 + 2H 2 O ↔ 2H 3 O + + CO 3 2 –

Umumiy kislotalik konstantasi K ga mos keladi:

K k =

K k, K k1 va K k2 miqdorlar bir-biri bilan bog'langan:

K k = K k1 K k2.

Moddalarning bosqichma-bosqich dissotsiatsiyasi bilan keyingi bosqichda parchalanish har doim oldingisiga qaraganda kamroq darajada sodir bo'ladi (ikkinchisida birinchisiga qaraganda kamroq va hokazo) Boshqacha qilib aytganda, quyidagi tengsizliklar kuzatiladi:

K k > K k2 > K k3 va K 01 > K 02 > K 03. . .

Bu ionni olib tashlash uchun sarflanishi kerak bo'lgan energiya neytral molekuladan ajratilganda minimal bo'lishi va har bir keyingi bosqichda dissotsiatsiya paytida kattalashishi bilan izohlanadi.

Agar elektrolitning ikki ionga ajralayotgan kontsentratsiyasini c in bilan, berilgan eritmadagi dissotsilanish darajasini a bilan belgilasak, u holda har bir ionning konsentratsiyasi a da c, dissotsilanmagan molekulalar konsentratsiyasi esa quyidagicha bo‘ladi. c in (1 – a). Keyin protoliz konstantasi K k,ō (kislotalilik yoki asoslik konstantasi) tenglamasi quyidagi ko'rinishga ega bo'ladi:

Bu tenglama Ostvaldning suyultirish qonunini ifodalaydi. Agar uning dissotsilanish konstantasi ma'lum bo'lsa, turli elektrolitlar konsentratsiyasida dissotsilanish darajasini hisoblash imkonini beradi. Ushbu tenglamadan foydalanib, ma'lum bir konsentratsiyada uning dissotsilanish darajasini bilib, elektrolitning dissotsilanish konstantasini ham hisoblashingiz mumkin.

Elektrolitning dissotsiatsiyasi juda kichik bo'lgan eritmalar uchun Ostvald qonuni tenglamasi soddalashtirilgan. Chunki bunday hollarda a<<, то величиной α в знаменателе уравнения для К к,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид.

Umumiy holda, Bronsted-Lowri protolitik nazariyasiga ko'ra, (4.2) tenglamaga muvofiq biz zaif monoprotik kislotaning dissotsiatsiyasiga ega bo'lamiz:

Haqiqiy termodinamik doimiy TO bu muvozanat bo'ladi

bu erda barcha harakatlar muvozanatli. Keling, ushbu nisbatni quyidagi shaklda tasavvur qilaylik:

Oldingi holatda bo'lgani kabi, ikkita doimiy ko'paytmani belgilaymiz TO va a(H 2 O) orqali (H 2 O) = const at T= const. Keyin

yoki taxminan:

bu erda barcha konsentratsiyalar muvozanatdir. Mana qiymat TO A chaqirdi kislotali dissotsilanish (ionlanish) doimiy yoki oddiygina kislotalik doimiysi.

Ko'p kuchsiz kislotalar uchun raqamli qiymatlar TO A juda kichik, shuning uchun hajmi o'rniga TO A murojaat qiling kuch ko'rsatkichi (yoki oddiygina ko'rsatkich):

rK A =- lg TO A .

Ko'proq TO A(ya'ni, kamroq p TO A ), kislota kuchliroq.

Bir asosli kislota HB ning dastlabki konsentratsiyasi uning eritmadagi dissotsilanish (ionlanish) darajasiga teng bo'lsin. Shunda [H 3 O + ] va [B - ] ionlarining muvozanat konsentrasiyalari [H 3 O + ] = [B - ] = ga teng bo‘ladi. as A , muvozanat kislota konsentratsiyasi [NV] = Bilan A - α Bilan A = Bilan A(1 - a). Muvozanat konsentratsiyasining ushbu qiymatlarini muvozanat konstantasi (4.10) ifodasiga almashtirib, biz quyidagilarga erishamiz:

Agar konsentratsiya o'rniga Bilan A uning teskarisini ishlating V- suyultirish (suyultirish), l/mol bilan ifodalangan, V=1/Bilan A , keyin uchun formula TO A quyidagicha ko'rinadi:

Bu munosabat va ifoda

tasvirlab bering Ostvaldning suyultirish qonuni (yoki suyultirish qonuni) zaif ikkilik elektrolitlar uchun. a1 da (ko'pgina analitik tizimlarda odatiy holat)

Ko'rsatish oson, umumiy holatda, sxema bo'yicha ionlarga parchalanadigan har qanday tarkibli K n A m kuchsiz elektrolit uchun.

K n A m = P TO t+ +t A n -

Ostvaldning suyultirish qonuni munosabat bilan tavsiflanadi

Qayerda Bilan- kuchsiz elektrolitning dastlabki kontsentratsiyasi, masalan, kuchsiz kislota. Shunday qilib, ortofosfor kislotasi H 3 PO 4 uchun (P = 3,

T= 1), bu sxema bo'yicha butunlay ionlarga parchalanadi

.

Ikkilik elektrolitlar uchun munosabat (4.11) ga aylanadi. a1 uchun bizda:

Bir asosli kislota NV eritmasining muvozanat pH qiymati topilsin. Vodorod ionlarining muvozanat konsentratsiyasi

Belgilashdan foydalanib, biz quyidagilarni olamiz:

pH = 0,5 (r TO A+p Bilan A). (4.12)

Shunday qilib, kuchsiz monoprotik kislota eritmasining muvozanat pH qiymatini hisoblash uchun ushbu kislotaning kislotalik konstantasini bilish kerak. TO A va uning dastlabki konsentratsiyasi Bilan A .

Dastlabki konsentratsiyasi 0,01 mol/l bo`lgan sirka kislota eritmasining pH ni hisoblab chiqamiz.

Sirka kislotasi uchun xona haroratida TO A = 1,74·10 -5 va b TO A = 4,76.

(4.12) formula bo'yicha biz quyidagilarni yozishimiz mumkin:

pH = 0,5 (p TO A+p Bilan A) = 0,5(476-0,01) = 0,5(4,76+2) = 3,38.

Shunga o'xshash mulohaza har qanday zaif eritmadagi muvozanat uchun ham amalga oshirilishi mumkin ko'p asosli kislotalar.

Ko'p asosli kislotalar bir necha bosqichda bosqichma-bosqich ionlarga ajraladi, ularning har biri o'ziga xos muvozanat konstantasi bilan tavsiflanadi. bosqichli kislota dissotsilanish konstantasi. Masalan, H 3 BO 3 ortobor kislotasi eritmalarida muvozanat o'rnatiladi (doimiy qiymatlar 25 ° C uchun berilgan):

H 3 VO 3 + H 2 O = H 3 O + +, TO 1 =

H 2 O = H 3 O + +, TO 2 =

H 2 O = H 3 O + +, TO 3 =

Har bir keyingi bosqichning kislotali dissotsilanish konstantasi avvalgi bosqichning dissotsilanish konstantasidan kamroq bo'ladi - odatda bir necha kattalik tartibida.

Barcha bosqichli dissotsilanish konstantalarining mahsuloti umumiy kislota dissotsilanish konstantasi K ga teng:

TO 1 TO 2 ...TO P =K.

Shunday qilib, ortoborik kislota uchun qiymatni ko'rish oson

TO 1 TO 2 TO 3 =K=

sxema bo'yicha to'liq kislota dissotsilanish konstantasi mavjud:

4.3.2 Kuchsiz asoslar eritmalarining asoslik konstantasi va pH

Bronsted-Lowri kislotalar va asoslarning protolitik nazariyasiga muvofiq, umumiy holda, suvli eritmalarda bir kislotali kuchsiz B asosini ionlash uchun quyidagilarni yozishimiz mumkin:

B + H 2 O = HB + + OH -

Agar asosning ionlanish darajasi a1 bo'lsa, bu kimyoviy muvozanatning konstantasi sifatida konsentratsiya konstantasini olish mumkin.

Avvalgisiga o'xshab, biz quyidagilarni olamiz:

TO = =K b = const qachon T= const

ikki konstantaning mahsuloti sifatida TO=const va [H 2 O] = const.

Keling, miqdorni chaqiraylik K b , teng, shuning uchun

K b = , (4.13)

kuchsiz bir kislotali asosning dissotsilanish (ionlanish) konstantasiyokifaqat asosiylik doimiysi bu asos va kattalik

p K b = K b ,

Asosiylik konstantasining kuch ko'rsatkichi (yoki oddiygina ko'rsatkich).

Ko'rib chiqilayotgan ishda Ostvaldning suyultirish qonuniga binoan ((4.11) munosabatlariga o'xshash)

K b =,

bu yerda bir kislotali kuchsiz asosning ionlanish darajasi va uning dastlabki konsentratsiyasi. Chunki a1 kuchsiz asos uchun, keyin

Ko'rib chiqilayotgan monokislota asosining xona haroratidagi suvli eritmasining muvozanat pH qiymatini topamiz. (4.7) formulaga muvofiq bizda:

pH = p TO w - pOH = 14 - pOH.

pOH = [OH - ] qiymatini aniqlaymiz. Shubhasiz

[OH - ] = =

Ko'rsatkichlar yordamida pOH = [OH - ], p TO b =K b Va

p = , Biz olamiz: pOH = 0,5 (p TO b+ p). Ushbu ifodani yuqoridagi pH formulasiga almashtirib, biz munosabatga erishamiz

pH = 14 - pOH = 14 - 0,5 (p TO b+ p).

Shunday qilib, kuchsiz bir kislotali asos eritmasidagi muvozanat pH qiymatini (4.15) formuladan foydalanib hisoblash mumkin:

pH = 14 - 0,5 (p TO b+ p). (4.15)

Xona haroratida ammiakning 0,01 mol/l suvli eritmasida pH ni hisoblaylik. TO b= va p TO b = 4,76.

Ammiakning suvli eritmasida muvozanat o'rnatiladi:

asosan chapga siljiydi, shuning uchun ammiakning ionlanish darajasi . Shuning uchun, pH qiymatini hisoblash uchun (4.15) nisbatdan foydalanishingiz mumkin:

pH = 14 - 0,5 (p TO b+ p) =

Xuddi shunday mulohaza har qanday zaif uchun ham amalga oshirilishi mumkin poli kislotali asoslar. To'g'ri, bu yanada og'irroq ifodalarga olib keladi.

Kuchsiz poli kislotali asoslar, xuddi kuchsiz ko‘p asosli kislotalar singari, bosqichma-bosqich dissotsilanadi va dissotsilanishning har bir bosqichida ham asosning o‘ziga xos bosqichli dissotsilanish konstantasi – bosqichli asoslik konstantasi mavjud.

Masalan, suvli eritmalardagi qo'rg'oshin gidroksidi Pb(OH) 2 ikki bosqichda ionlarga parchalanadi:

Xuddi shu muvozanatni boshqa yo'l bilan yozish mumkin, (protolitik nazariya doirasida) asosni protonni biriktiruvchi modda sifatida ta'riflash, bu holda uni suv molekulasidan qabul qilish:

Bosqichli asosiylik konstantalari quyidagi ko'rinishda ifodalanishi mumkin:

Ko'rsatilgan muvozanatni qayd etish bilan, suv molekulasidan proton gidroksil guruhiga suv molekulasi () hosil bo'lishi bilan o'tadi, buning natijasida qo'rg'oshin (II) atomi yaqinidagi suv molekulalari soni ortadi. bittaga ortadi va qo'rg'oshin (II) atomi bilan bog'liq gidroksil guruhlar soni ), shuningdek, har bir dissotsiatsiya bosqichida bittaga kamayadi.

Ish TO 1 TO 2 =K=[Pb 2+ ][OH - ] 2 /[Pb(OH) 2 ] =

2.865, bu erda TO- sxema bo'yicha umumiy dissotsiatsiya konstantasi

yoki yozilgan boshqa sxema bo'yicha

bu oxir-oqibat bir xil natijaga olib keladi.

Yana bir misol, organik asos etilendiamin bo'lib, u suvli eritmada ikki bosqichda ionlanishga uchraydi. Birinchi bosqich:

Ikkinchi bosqich:

Ish -

umumiy dissotsiatsiya konstantasi. Bu muvozanatga mos keladi

Muvozanat konstantalarining raqamli qiymatlari yuqorida xona harorati uchun berilgan.

Ko'p asosli kislotalarda bo'lgani kabi, kuchsiz poli kislotali asos uchun har bir keyingi bosqichning dissotsilanish konstantasi odatda oldingi bosqichdagi dissotsilanish konstantasidan bir necha marta kichikroq bo'ladi.

Jadvalda 4.2-jadvalda ba'zi kuchsiz kislotalar va asoslarning kislotalilik va asoslik konstantalarining raqamli qiymatlari ko'rsatilgan.

4.2-jadval. Ayrim kislota va asoslarning suvli eritmalarida haqiqiy termodinamik ionlanish konstantalari.

TO A- kislotalilik doimiysi, TO b- asosiylik doimiysi,

TO 1 - birinchi bosqich uchun dissotsiatsiya konstantasi;

TO 2 - ikkinchi bosqich uchun dissotsiatsiya konstantasi va boshqalar.

pH qiymati

Suv kuchsiz elektrolit sifatida oz miqdorda ionlanishga uchraydi:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Suvli eritmadagi ionlar hidratsiyaga uchraydi (ak.)

Suv protolitik amfoterligi bilan ajralib turadi. Bir suv molekulasidan (kislota) proton boshqa suv molekulasiga (asosga) o'tadigan suvning o'z-o'zini ionlash reaktsiyasi (avtoprotoliz) tenglama bilan tavsiflanadi:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH -.

Suv avtoprotolizining muvozanat konstantasi quyidagilarga teng:

Massa ta'siri qonuni ionlanish konstantasiga qo'llaniladi:

bu erda a - faoliyat.

Qisqartirish uchun kislota-asos muvozanatida H 3 O + o'rniga biz yozamiz

Suv ko'p miqdorda ortiqcha eritmada bo'lganligi va oz miqdorda ionlanishga duchor bo'lganligi sababli, uning konsentratsiyasi doimiy va bir litr suv uchun 55,6 mol (1000 g: 18 g / mol = 56 mol) ga teng ekanligini ta'kidlash mumkin.

Shuning uchun K va (H 2 O) mahsuloti va suv konsentratsiyasi 1,8 10 -16 mol / l 55,6 mol / l = 10 -14 mol 2 / l 2 ga teng. Shunday qilib, = 10 -14 (25 ° C da) doimiy qiymatdir, Kw bilan belgilanadi va deyiladi suv avtoprotoliz konstantasi. Ba'zan eskirgan nom ishlatiladi - suvning ion mahsuloti.

Vodorod ionlari va gidroksid ionlarining konsentratsiyasi bir xil bo'lgan eritmalar neytral eritmalar deyiladi = = = 10 -7 mol/l. Kislotali eritmalarda > , > 10 -7 mol/l, ishqoriy eritmalarda > , > 10 -7 mol/l.

Soddalashtirish uchun biz asos sifatida vodorod indikatori pH - qarama-qarshi belgi bilan olingan vodorod ionlari konsentratsiyasining o'nlik logarifmini olamiz: pH = -lg.

Qiziqarli faktlar:

Izohidrik holatning buzilishi ( pH doimiyligi) yurak-qon tomir kasalliklarida, ishemiyada, diabetes mellitusda kuzatiladi (atsidoz rivojlanadi). Kislota-baz muvozanati nafas olish, siyish va terlash orqali saqlanadi. Bu tizimlar sekin ishlaydi va kislotali va ishqoriy metabolik mahsulotlarni darhol neytrallash tananing bufer tizimlari tomonidan amalga oshiriladi. Izogidriya holati bir qator fizik-kimyoviy va fiziologik mexanizmlarning birgalikdagi ta'siri bilan ta'minlanadi. Buferlash effektiga bir nechta protolitik muvozanatlarni birlashtirish orqali erishiladi.

Kislotalarning kuchi ularning proton berish qobiliyati bilan belgilanadi. Bu qobiliyatning o'lchovi kislotalilik konstantasi (Ka).

Kislota konstantasi qanchalik yuqori bo'lsa, kislota kuchliroq bo'ladi. Masalan, sirka kislota gidrosiyan kislotasidan kuchliroqdir, chunki Ka(CH 3 COOH) = 1,74 10 -5, Ka(HCN) = 1 10 -9. Hisoblash va ro'yxatga olish qulayligi uchun ular ko'pincha konstantalarning o'zidan emas, balki ularning manfiy o'nlik logarifmlaridan foydalanadilar: pKa = -lgKa. pKa qiymati deyiladi kislotaning kuch ko'rsatkichi. pKa qiymati qanchalik yuqori bo'lsa, kislota kuchsizroq bo'ladi.

Kuchli kislotalar deyarli butunlay protonini suv molekulalariga beradi, shuning uchun eritmada mavjud bo'lgan kislota aslida gidroniy ionidir.

Shu munosabat bilan, kuchli bir asosli kislota eritmasining pH qiymatini hisoblashda protonlar konsentratsiyasi kislota konsentratsiyasiga tenglashtiriladi.

c(H3O+) = c(HB).

Kuchsiz kislotalar eritmalarida gidroniy ionlarining konsentratsiyasi kislota konsentratsiyasidan sezilarli darajada past bo'ladi. Unga asoslanib hisoblab chiqiladi

bu tenglamaning ikkala tomoni kuchsiz kislotalar eritmalarining pH qiymatini hisoblash formulasini beradi: pH = 0,5 (pKa - log). c(HB)).

Kuchsiz kislotalarning dissotsilanish konstantalari
Kislota	TO A	R TO A=-lg TO A
Azotli Aminoasetik Benzoynaya Borik (ortoborik) Tetraborik Protolitik reaksiyalarning turlari. MU "Echimlar" 52-55-betlar Suvning avtoprotolizi. Suvning ion mahsuloti.MU "Echimlar"» 56-bet Suv molekulalarining kichik bir qismi har doim ion holatida bo'ladi, garchi u juda zaif elektrolitdir. Suvning ionlanishi va keyingi dissotsiatsiyasi, yuqorida aytib o'tilganidek, kislota-asos nomutanosibligi yoki avtoprotolizning protolitik reaktsiyasi tenglamasi bilan tavsiflanadi. Suv juda zaif elektrolit, shuning uchun hosil bo'lgan konjugat kislota va konjugat asos kuchli. Shuning uchun bu protolitik reaksiyaning muvozanati chapga siljiydi. Bu muvozanatning doimiysi K = ga teng Suv ioni konsentratsiyasi mahsulotining miqdoriy qiymati × dir suvning ion mahsuloti. Bu teng: × = K teng. × 2 = 1×10 – 14 Shuning uchun: KH 2O = × = 10 – 14 yoki soddalashtirilgan KH 2O = × = 10 – 14 KH2O - suvning ion mahsuloti, suvning avtoprotoliz konstantasi yoki oddiygina suv konstantasi. KH2O haroratga bog'liq. Haroratning oshishi bilan u kuchayadi. Kimyoviy toza suvda = = = 1×10 – 7. Bu neytral muhit. Eritma tarkibida > bo'lishi mumkin - muhit kislotali yoki< – среда щелочная = ; = pH qiymati Eritmalarning kislotaliligini miqdoriy ifodalash uchun foydalaning vodorod ioni kontsentratsiyasi ko'rsatkichi pH. Vodorod indeksi eritmadagi erkin vodorod ionlari konsentratsiyasining manfiy kasr logarifmiga teng qiymatdir. pH = – log ⇒ = 10 – pH Neytral muhitda pH = 7 Kislotali pH da< 7 Ishqoriy pH > 7 da Muhitning asosliligini tavsiflash uchun gidroksil indikator pOH ishlatiladi rON = – log [OH - ] ⇒ [OH - ] = 10 – rON pH + pOH = 14 Þ pH = 14 – pOH va pOH = 14 – pH Kislotalar va asoslar eritmalari uchun pH ni hisoblash formulalari. pH = – log Kuchli kislotalar: = C (1/z kislota) C(HCl) = 0,1 mol/l bo‘lgan HCl eritmasining to‘liq dissotsiatsiyalanish sharti bilan uning pH qiymatini hisoblang. C(HCl) = 0,1 mol/l; pH = – log 0,1 = 1 2. Kuchli asoslar: [OH - ] = S(1/z asos) Xuddi shu sharoitda NaOH eritmasining pH ni hisoblang. C(NaOH) = 0,1 mol/l; = = 10 – 13; pH = – log 10 – 13 = 13 3. Kuchsiz kislotalar Molyar konsentratsiyasi 0,5 mol/l bo‘lgan sirka kislota eritmasining pH qiymatini hisoblang. K CH 3COOH = 1,8×10 – 5. 3×10 – 3 pH = – log 3×10 – 3 = 2,5 4. Zaif poydevorlar Molyar konsentratsiyasi 0,2 mol/l bo‘lgan ammiak eritmasining pH qiymatini hisoblang. K NN 3 = 1,76×10 – 5 1,88×10 – 3 0,53×10 – 11; pH = – log 0,53×10 – 11 = 11,3 5. C(H +) = [H + ] = 10 - pH pH = 7 da, [H + ] = 10 – 7 PH ni aniqlashning turli usullari mavjud: indikatorlar va ionomer qurilmalardan foydalanish. Organizmdagi kimyoviy reaksiyalar va biokimyoviy jarayonlar uchun pH qiymati. Ko'pgina reaktsiyalar ma'lum bir yo'nalishda davom etishi uchun qat'iy belgilangan pH qiymatini talab qiladi. Odatda, sog'lom organizmda ko'pchilik biologik suyuqliklarning atrof-muhit reaktsiyasi neytralga yaqin. Qon - 7,4 Tuprik - 6,6 Ichak sharbati - 6,4 Safro - 6,9 Siydik - 5,6 Oshqozon shirasi: a) dam olishda - 7.3 b) ovqat hazm qilish holatida - 1,5-2 PH ning me'yordan chetga chiqishi diagnostik (kasallikning ta'rifi) va prognostik (kasallik kursi) ahamiyatga ega. Atsidoz - pH ning kislotali tomonga siljishi, pH pasayadi, vodorod ionlarining kontsentratsiyasi ortadi. Alkaloz - bu pH ning ishqoriy hududga o'tishi, pH ko'tarilishi va vodorod ionlarining konsentratsiyasining pasayishi. Qon pH ning me'yordan o'ndan bir qismiga vaqtincha og'ishi tanadagi jiddiy buzilishlarga olib keladi. Qonning pH qiymatida uzoq muddatli og'ishlar o'limga olib kelishi mumkin. Qonning pH qiymatidagi og'ishlar 6,8 - 8 bo'lishi mumkin, bu diapazondan tashqari har qanday yo'nalishdagi o'zgarishlar hayotga mos kelmaydi. Birlashtirilgan va izolyatsiyalangan protolitik muvozanatlar. Protolitik jarayonlar teskari reaktsiyalardir. Protolitik muvozanat kuchsizroq kislotalar va asoslar hosil bo'lishiga qarab siljiydi. Ularni protonga ega bo'lish uchun har xil kuchli bazalar o'rtasidagi raqobat deb hisoblash mumkin. Ular izolyatsiya qilingan va birlashtirilgan muvozanatlar haqida gapirishadi. Agar bir vaqtning o'zida mavjud bo'lgan bir nechta muvozanatlar bir-biridan mustaqil bo'lsa, ular izolyatsiya qilingan deb ataladi. Ulardan birida muvozanatning siljishi ikkinchisida muvozanat holatining o'zgarishiga olib kelmaydi. Agar ularning birida muvozanatning o'zgarishi ikkinchisida muvozanatning o'zgarishiga olib kelsa, u holda biz birlashgan (konjugat, raqobatdosh) muvozanat haqida gapiramiz. Kombinatsiyalangan muvozanatli tizimlarda ustunlik qiluvchi jarayon muvozanat konstantasining kattaroq qiymati bilan tavsiflanadi. Ikkinchi jarayon ustun bo'ladi, chunki uning muvozanat konstantasi birinchi jarayonning muvozanat konstantasidan katta. Ikkinchi jarayondagi muvozanat ko'proq o'ngga siljiydi, chunki Metilamin ammiakdan kuchli asos, NH 4 + CH 3 NH 3 + dan kuchliroq kislota. Xulosa: Kuchliroq asos kuchsizroq asosning ionlanishini bostiradi. Shuning uchun ammiak va metilamin aralashmasiga oz miqdorda xlorid kislota qo'shilsa, u asosan protonatsiyaga uchragan metilamin bo'ladi. Va shuningdek: eng kuchli kislota kuchsiz kislotalarning ionlanishini bostiradi. Shunday qilib, me'da shirasida mavjud bo'lgan xlorid kislotasi sirka kislotasi (oziq-ovqatdan keladigan) yoki asetilsalitsil kislotasi (dorivor modda) ning ionlanishini bostiradi. ______________________________________________________________ Suvning o'z-o'zidan ionlanishi Suv, hatto takroriy distillashdan keyin ham elektr tokini o'tkazish qobiliyatini saqlab qoladi. Suvning bunday qobiliyati uning o'z-o'zidan ionlanishi bilan bog'liq. $2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$ Termodinamik muvozanat konstantasi quyidagi shaklga ega: 1-rasm. bu yerda $a_X^(rel)=\frac(a_X^(teng))(a_X^0)$ $X$ zarrachaning muvozanat tizimidagi nisbiy faolligi; $aX^(teng)$ - $X$ zarrachaning muvozanat sistemasidagi mutlaq faolligi; $(a_x)^0$ - tizimning termodinamik holatidagi $X$ ning mutlaq faolligi. Muvozanatdagi suvning nisbiy faolligi amalda birlikka teng, chunki reaksiya darajasi juda kichik (agar nazariy jihatdan ionlashtirilmagan suvni standart holat sifatida oladigan bo'lsak). $OH^-$ va $H_3O^+$ ionlarining faollik koeffitsientlari toza suvda birlikka yaqin bo'ladi. Reaksiya muvozanati kuchli chapga siljigan. $OH^-$ va $H_3O^+$ ning nisbiy faolligi ularning molyar konsentrasiyalariga deyarli teng. Qayerda $(K_a)^0 \sim K_(avtomatik) = $ bu yerda $ va $ molyar konsentratsiyalar; $K_(auto)$ - suv avtoprolizi konstantasi $1,00\cdot 10^(-14) \mol^2/l^2$ $25^\circ \C.$ ga teng. Toza suvda $ va $ kontsentratsiyasi teng bo'ladi, shuning uchun $==\sqrt(10^(-14))=10^(-7)$ $25^\circ \ C.$ Hisoblash qulayligi uchun konsentratsiya manfiy logarifm sifatida ko'rsatilgan va $ pH $ bilan belgilanadi: $pH= -lg $ Toza suv uchun $pH$ ko'rsatkichlari $7$, kislotali eritmalarda $pH$7$. Kislota dissotsiatsiyasi va kislotalik konstantasi $AH$ kislotasi uchun dissotsiatsiyani quyidagi tenglama bilan ifodalash mumkin: $AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$ Muvozanat holatida bir kislotadan ikkinchisiga o'tganda suvning nisbiy zichligi biroz o'zgaradi va cheksiz suyultirish bilan u nolga yaqinlashadi. Shuning uchun termodinamik kislota konstantasi $K_a^0$ ($AH$) ishlatiladi. Faollik koeffitsientlarining nisbati barcha kislotalar uchun bir xil va agar jarayonlar suyultirilgan eritmalarda sodir bo'lsa, birlikka teng. Keyin suyultirilgan suvli eritmada kislota kuchining o'lchovi sifatida kislotalik konstantasi $Ka (AH$) ishlatiladi, uni quyidagi formula bilan aniqlash mumkin: $Ka (AH)=\frac()()$ Formulada muvozanat holatida $(25^\circ \C)$ belgilangan haroratda zarrachalarning molyar kontsentratsiyasi ko'rsatilgan. Kislota konstantasi qanchalik yuqori bo'lsa, dissotsiatsiya darajasi qanchalik yuqori bo'lsa, kislota kuchliroq bo'ladi. Kislotalikni hisoblash va tavsiflash uchun kislotalik doimiysi $pKa$ ning manfiy logarifmi qo'llaniladi. $pKa (AH)= -lgKa (AH)$ Kislota konstantasining qiymati qanchalik yuqori bo'lsa, kislota kuchsizroq bo'ladi. Kislota konstantasining qiymati eritmaning $pH$ qiymatiga teng, bunda kislota yarim ionlanadi: $pKa (AH) = pH - log \frac()()$ Suvli eritmadagi suv molekulalarining kislotaliligini tavsiflovchi qiymat quyidagilarga teng: $Ka=\frac()()=\frac(Ka_(avtomatik))()=\frac(10^(-14))(55.5)$ Shunday qilib, $ 25 ^ \ circ C $ haroratda, $ pKa (H_2O) = 15,7 $. Bu qiymat eritmadagi suv molekulalarining kislotaliligini tavsiflaydi. Gidroniy ioni uchun $pKa (H_3O^+) = pK_(avtomatik) - pKa = 14-15,7 = -1,7.$ $pKa$ qiymatlari jadval ma'lumotlaridir. Biroq, $pKa 0$ bo'lgan kislotalar uchun jadval ma'lumotlari noto'g'ri bo'ladi. Suvdagi kislotalik konstantalarini $A^-$ va $AH$ konsentrasiyalarini toʻgʻridan-toʻgʻri oʻlchash yoʻli bilan aniqlash mumkin, faqat kislota dissotsiatsiyasi maʼlum darajada, hatto deyarli sezilmaydi. Agar kislota juda kuchsiz bo'lsa, u amalda ajralmasa, $A^-$ konsentratsiyasini aniq o'lchash mumkin emas. Agar aksincha, kislota shunchalik kuchliki, u deyarli butunlay dissotsiatsiyalansa, u holda $AH$ konsentratsiyasini o'lchash mumkin emas. Bunday holda, kislotalikni aniqlashning bilvosita usullari qo'llaniladi. Asosiy ionlanish konstantasi Asosning suvdagi dissotsilanish konstantasini ifodalash uchun quyidagi tenglamadan foydalanamiz: $B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$ Asosiylik konstantasi: $Kb=\frac())([B])$ So'nggi paytlarda asoslik konstantalari hisob-kitoblarda amalda qo'llanilmaydi, chunki konjugat kislotaning kislotalik konstantasidan asos $BH^+ haqida barcha kerakli ma'lumotlarni olish mumkin. $BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$ $Ka (BH^+) = \frac([B])()$ Kislotalarning kislotalik konstantasi kuch o'lchovi bo'ladi: $AH$ yoki $BH^+$ proton donorlari sifatida; $A^-$ yoki $B$ proton qabul qiluvchi sifatida; kuchli kislota $AH$ yoki $BH^+$ zaif konjugat asosga mos keladi $A^-$ yoki $B$, keyin esa $pKa$ qiymati kichik yoki salbiy; kuchli asos $A^-$ yoki $B$ kuchsiz kislota $AH$ yoki $BH^+$ ga toʻgʻri keladi va kislotalik konstantasi ijobiy boʻladi. Kislotalar yoki asoslarning kuchini to'g'ridan-to'g'ri faqat tor $pKa (BH^+) oralig'ida o'lchash mumkin.$ Diapazondan tashqarida asoslik bilvosita usullar bilan aniqlanadi. $-2$ dan $17$ gacha boʻlgan oraliqdan tashqarida $pka (BH^+)$ qiymatlari notoʻgʻri boʻladi. Kislotalarning tuzilishi va kuchi o'rtasidagi bog'liqlik Kislotalarning nisbiy kuchini markaziy atomning tabiatiga va kislota molekulasining tuzilishiga qarab taxmin qilish mumkin. Kislorodsiz kislota $HX$ va $H_2X$ (bu yerda $X$ galogen)ning kuchi yuqori boʻlsa, $X-H$ bogʻlanish kuchsizroq, yaʼni $X$ atomining radiusi shunchalik katta boʻladi. $HF - HCl - HBr - HI$ va $H_2S - H_2Se - H_2Te$ qatorlarida kislotalarning kuchi ortadi. Kislorodli kislotalar uchun $E(OH)nOm$ tarkibidagi birikmadagi m qiymati qanchalik katta bo'lsa, kislotalarning mustahkamligi shunchalik yuqori bo'ladi. Shunday qilib, ushbu nazariyaga ko'ra Kislota - molekulalari (shu jumladan ionlari) proton berishga qodir bo'lgan har qanday moddadir, ya'ni. proton donori bo'lish; Baza - molekulalari (shu jumladan ionlari) protonni biriktirishga qodir bo'lgan har qanday moddadir, ya'ni. proton qabul qiluvchi bo'lish; Amfolit protonlarning ham donori, ham qabul qiluvchisi bo'lgan har qanday moddadir. Bu nazariya nafaqat neytral molekulalarning, balki ionlarning ham kislota-asos xususiyatlarini tushuntiradi. Kislota protondan voz kechib, bu kislotaning konjugati bo'lgan asosga aylanadi. "Kislota" va "asos" atamalari nisbiy tushunchalardir, chunki bir xil zarralar - molekulalar yoki ionlar sherikga qarab ham asosiy, ham kislotali xususiyatlarni namoyon qilishi mumkin. Protolitik muvozanat vaqtida kislota-ishqor juftlari hosil bo'ladi. Proton nazariyasiga ko'ra, gidroliz, ionlanish va neytrallanish reaktsiyalari maxsus hodisa sifatida qaralmaydi, balki protonlarning kislotadan asosga odatiy ko'chishi hisoblanadi. Vodorod ionining ajralishidan keyin hosil bo'lgan A zarrasi
berilgan kislotaning konjugat asosi deyiladi, chunki u H + ionini o'ziga qayta biriktirishga qodir.
Protolitik nazariyaga ko'ra, kislotalar va asoslar uch xil bo'lishi mumkin: neytral, anion va katyonik. Birinchilari H + ionini berish yoki biriktirishga qodir neytral molekulalardir, masalan: HCl, H 2 SO 4, HNO 3 (kislotalar); NH 3, CH 3 –O–CH 3 (asoslar). Anion asoslar va kislotalar manfiy zaryadlangan ionlardir, masalan: HSO 4 –, HPO 4 2–, HS – (kislotalar); OH – , Cl – , NO 3 – (asoslar). Rolda katyonik asoslar va kislotalar musbat zaryadlangan ionlar paydo bo'ladi, masalan: NH 4 +, H 3 O + (kislotalar); H 2 N-NH 3 +, H 2 N-(CH 2) 2 -NH 3 + (asoslar). Ko'pgina zarralar (molekulalar ham, ionlar ham) amfoter xususiyatlarga ega, ya'ni. sharoitga qarab, ular ham kislota, ham asos sifatida harakat qilishlari mumkin, masalan: H 2 O, NH 3, HSO 4 –, H 2 N–NH 3 + va boshqalar. Bu birikmalar amfiprotik yoki amfolitlar deyiladi. Bronsted-Lowri nazariyasi, Arrhenius nazariyasiga qaraganda ancha rivojlangan bo'lsa ham, ma'lum kamchiliklarga ega va keng qamrovli emas. Shunday qilib, u kislota funktsiyasini ko'rsatadigan, ammo H + ionlarini o'z ichiga olmaydi, masalan: BCl 3, AlCl 3, BF 3, FeCl 3 va boshqalarga taalluqli emas.