Контрольні питання

1. Що вивчає термодинаміка?

2. Назвіть основні термодинамічні параметри, що характеризують стан системи.

3. Що таке ентропія? Як змінюється ентропія при перетворенні твердої речовини на рідину, при перетворенні рідини на газ?

4. Що таке енергія Гіббса? Який існує зв’язок цієї величини з ентальпією та ентропією?

5. Умови самовільного перебігу процесів.

6. Що визначає другий закон термодинаміки?

7. Як визначають вплив зовнішніх факторів на стан рівноваги?

8. Сформулюйте правило добутку розчинності.

9. Чому вода є добрим розчинником?

10. Які речовини добре розчиняються у воді?

11. Від чого залежить розчинність газів у воді?

12. Як впливає температура на взаємну розчинність рідин?

13. Від чого залежить розчинність твердих речовин у воді?

Список рекомендованої літератури:

1. Основи екологічної хімії: Підручник / Б.М. Федишин, В.І. Дорохов, Г.В. Павлюк, Е.А. Головко, Б.В. Борисик; За ред.. Б.М. Федишина. – Житомир: Видавництво "Державний агроекологічний університет", 2006. – 500 с.

2. Болдырев А.И. Физическая и коллоидная химия. – М.: Высш. шк., 1988. – 408 с.

3. Загальна та біонеорганічна хімія / О.І. Карнаухов, Д.О. Мельничук, К.О. Чеботько, В.А. Копілевич. – К.: Феніск, 2002. 578 с. – Вінниця: Нова книга, 2003. - 544 с.

4. Екологічна біохімія: Навч. Посібник /В.М. Ісаєнко, В.М. Войніцкій, Ю.Д. Бабенюк та ін. – К.: Книжкове вид-во НАУ, 2005. – 440 с.

5. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1978. – 720 с.

6. Алекин О.А. Основы гидрохимии. – Л .: Гидрометиздат, 1970. – 442 с.

Тема 3. Хімічні показники стану природних систем

План

1. Йоний добуток води.

2. Активна і загальна кислотність розчинів.

3. Зміна реакції середовища внаслідок процесу гідролізу.

4. Буферна дія.

5. Окисно-відновний потенціал.

6. Константа нестійкості.

Ключові слова: водневий показник, загальна кислотність, активна кислотність, гідроліз, буферні розчини, окисно-відновний потенціал, константа нестійкості.

3.1. Йоний добуток води. Вода є середовищем, в якому відбуваються різноманітні хімічні процеси. Вона є полярним розчинником і сприяє дисоціації багатьох розчинних в ній речовин.

Чиста вода – дуже слабкий електроліт, який частково дисоціює на гідроксид іони ОН^- та йони Гідрогену Н⁺:

Н₂О ↔ Н⁺ +ОН^-

Дисоціація води представляє собою оборотний процес, який характеризується константою дисоціації:

Оскільки дисоційованих молекул води надзвичайно мало, порівняно із загальною кількістю молекул води, ними можна знехтувати. Отже, концентрацію недисоційованих молекул можна легко обчислити. Для цього слід масу 1 л води поділити на її молярну масу:

і тоді [Н⁺][ОН^-] = 1,8 ·10^-16 ·55,56 = 10^-14

Отже, добуток концентрацій йонів Гідрогену і гідроксид-іонів за сталої температури є сталою величиною. Ця величина називається йонним добутком води.

У чистій воді концентрація йонів Гідрогену дорівнює концентрації гідроксид-іоні:

[Н⁺] = [ОН^-] = √10^-14 = 10^-7 моль/л

При додаванні до води кислоти концентрація катіонів Н⁺ збільшується, а концентрація гідроксид-іонів ОН^- зменшується. Йонний добуток води, незалежно від зміни концентрацій йонів, залишається при незмінній температурі постійним, що дозволяє обчислювати концентрації йонів ОН^- за числовими концентрації Н⁺ і навпаки.

Для характеристики кислотності середовища користуються водневим показником рН, який дорівнює від’ємному десятковому логарифму концентрації йонів Гідрогену:

pH = -lg [H⁺]

У чистій воді та в нейтральних середовищах рН = 7. У кислих середовищах значення pH < 7 і в лужних середовищах pH > 7. Розчини, значення рН яких перебуває в інтервалі від 0 до 3, належать до сильнокислих; при рН = 4 – 6 – слабкокисле середовище. Слабколужні розчини мають рН = 8 – 10, а сильнолужні – рН = 11 – 14.

Наближено реакцію розчину можна визначити за допомогою спеціальних реактивів, які називаються індикаторами, забарвлення яких змінюється в залежності від концентрації йонів Гідрогену. Найчастіше застосовують метиловий-жовтий, метиловий червоний, фенолфталеїн.

Концентрація Гідроген-йонів відіграє велику, часто визначну роль у різних явищах і процесах як у природі, так і в техніці. Особливо велика роль рН в життєдіяльності рослин та тварин. Наш організм нормально функціонує тільки тоді, коли і в крові, і в тканинній рідині різних органів підтримується визначене співвідношення йонів Н⁺ і ОН^- (допустимі незначні коливання). Лише за цієї умови в організмі відбуваються найскладніші процеси білкового, вуглеводневого, жирового обмінів. Так рН крові людини 7,36, зсув рН крові більш ніж на 0,4 виявляється смертельним для організму. Найбільш високі концентрації гідроген-йонів характерні для шлункового соку (рН 1,65), найменша концентрація гідроген-йонів характерна для соку підшлункової залози (рН 8,8). Середовище рідин більшості органів слабо лужне і близьке до нейтрального (рН 7,1-7,2), і лише рідина тканин м’язів слабо кисла (рН 6,8).

3.2. Активна і загальна кислотність розчині. Розрізняють активну і загальну кислотність розчинів.

Загальна концентрація йонів Гідрогену, що міститься в одиниці об’єму розчину називається загальною кислотністью. Загальна кислотність визначається вмістом у розчині: сильних кислот, які у водному розчині повністю дисоціюють на йони ( сульфатна, 26роцесс26ь, нітратна, хлорна кислоти), слабкіх кислот, які частково дисоціюють на йони (ацетатна, сульфідна, карбонатна кислоти) та катіонів слабких основ, які у воді гідролізують.

Активна кислотність визначається наявністю вільних гідратованих йонів Гідрогену Н⁺ у розчині, її позначають як рН. Вона, як правило, менше загальної кислотності.

Одиниці виміру активної і загальної кислотності - моль/л, кг/м³.

Кислотність середовища має велике значення для формування хімічного складу вод, процесів їх очищення, забезпечення умов існування для рослинного й тваринного світу водойми. Для більшості риб оптимальним є рН 6,7-8,6.

Кислотність ґрунту має велике значення для росту і розвитку рослин, впливає на асиміляцію ґрунтовим обмінним комплексом катіонів важких металів та їх міграцію, доступність засвоєння окремих поживних речовин рослинами тощо. Так, нітратний Нітроген (NO₃^-) краще засвоюється рослинами в слабо кислому середовищі при рН приблизно 5, а Нітроген амонійний (NН₄⁺) краще засвоюється в нейтральному середовищі при рН =7. Відношення вищих рослин до рН ґрунту також різне. Для кожної рослини встановлена найбільш оптимальна реакція середовища. Наприклад, для картоплі – 5, для жита – 5-6, для пшениці – 6-7, готоху – 6-7, буряка 7, кукурудзи – 7.

Реакція ґрунтового розчину не є постійною. В результаті біологічних, хімічних і фізико-хімічних процесів у ґрунті утворюються кислоти або гідроксиди і відбувається зміна реакції його середовища. Реакції ґрунтових розчинів змінюються під впливом внесених у грунт добрив. Зміна реакції грунтового розчину може сильно впливати на розвиток рослин і мікроорганізмів.

Найчастіше рослини страждають від підвищеної кислотності, для усунення якої застосовують вапнування ґрунтів і внесення до них вапняку. Якщо ж ґрунти характеризуються підвищеною лужністю, то для її усунення проводять гіпсування і внесення розмеленого гіпсу.

3.3. Зміна реакції середовища внаслідок процесу гідролізу. Дослід показує, що реакція середовища в водних розчинах залежить не тільки від наявності в них кислот або лугів, але також від присутності солей. Водні розчини деяких солей мають кислу або лужну реакцію середовища. Причиною цього явища є гідроліз солей.

Гідролізом називають реакції обміну солей з водою, внаслідок яких утворюються слабкі електроліти. Гідролізують тільки солі, добре розчинні у воді, йони яких при взаємодії з водою утворюють малодисоційовані речовини. Тобто це – солі слабких кислот і слабких основ. Розрізняють три випадки гідролізу солей.

Сіль, утворена слабкою основою і сильною кислотою. Такі солі гідролізують з утворенням слабкої основи або основних солей. При цьому утворюється вільна сильна кислота, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН < 7):