Вода как слабый электролит. Понятие о рН растворов. Индикаторы.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H2O ↔ H+ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

Кд = (aH aOH)/aH2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H+] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: aH·aOH = Кв.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg aH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

Индикаторы (позднелат. indicator - указатель), химические вещества, изменяющие окраску, люминесценцию или образующие осадок при изменении концентрации какого-либо компонента в растворе. Указывают на определенное состояние системы или на момент достижения этого состояния.

Различают индикаторы обратимые и необратимые. Изменение окраски первых при изменении состояния системы может быть повторено многократно. Необратимые индикаторы подвергаются необратимым химическим превращениям, например, азосоединения при окислении ионами BrO₃^- разрушаются. Индикаторы. которые вводят в исследуемый раствор, называют внутренними, в отличие от внешних, реакцию с которыми проводят вне анализируемой смеси. В последнем случае одну или несколько капель анализируемого раствора помещают на бумажку, пропитанную индикатором, или смешивают их на белой фарфоровой пластинке с каплей индикатора.

Индикаторы применяют чаще всего для установления конца какой-либо химической реакции, главным образом конечной точки титрования (к. т. т.). В соответствии с титриметрическими методами различают кислотно-основные, адсорбционные, окислительно-восстановительные и комплексонометрические индикаторы.

 

Кислотно-основные индикаторы представляют собой растворимые органические соединения, которые меняют свой цвет или люминесценцию в зависимости от концентрации ионов Н⁺ (рН среды).

Адсорбционные индикаторы - вещества, способные адсорбироваться на поверхности осадка и менять при этом окраску или интенсивность люминесценции. Эти индикаторы, как правило, обратимы и используются в осадительном титровании

Окислительно-восстановительные индикаторы - вещества, способные изменять окраску в зависимости от окислительно-восстановительного потенциала раствора.

Комплексонометрические индикаторы - вещества, образующие с ионами металлов (М) окрашенные комплексы, по цвету отличающиеся от самих индикаторов.

Иногда в качестве комплексонометрических индикаторов применяют комплексонат какого-либо иона (например, [CuY]^2-, где Y - анион этилендиаминтетрауксусной кислоты) в смеси с металлохромным индикаторы, например ПАН. При введении определяемого иона М²⁺ происходит реакция: М²⁺ + [CuY]^2- + ПАН D [MY]^2- + [СuПАН]⁺. При титровании каким-либо комплексоном в к. т. т. окраска раствора меняется от фиолетовой к желто-оранжевой, т.е. очень контрастно. При комплексонометрическом определении Сu используют в качестве индикатора ее комплекс с ПАН, адсорбированный на поверхности осажденного AgI. В этом случае можно определять Ag и Сu при совместном присутствии: в кислой среде раствором KI оттитровывают сначала ионы Ag, а затем комплексоном - ионы Сu.

Применяются также так называемые неокрашенные комплексонометрические индикаторы, избирательно взаимодействующие с ионами определяемого металла с образованием слабо окрашенных (e_l 10³) комплексов, например,сульфосалициловая кислота при титровании Fe (III). Флуоресцентные комплексонометрические индикаторы(или металлофлуоресцентные индикаторы) взаимодействуют с катионами металлов с образованием интенсивно флуоресцирующих хелатов.

 

 

21. Типы химических реакций, их характеристика