WWW.REFERATCENTRAL.ORG.UA - Я ТУТ НАВЧАЮСЬ

... відкритий, безкоштовний архів рефератів, курсових, дипломних робіт

ГоловнаТехнічні науки → Природні системи абіотичного середовища біосфери - Реферат

Природні системи абіотичного середовища біосфери - Реферат

СН3СООН + Н2О Н3О+ + СН3СОО–.

І в цьому разі вода зв'язує протони кислоти, виступаючи як акцептор.

За розчинення в воді сильних основ, наприклад гідроксиду натрію — NаОН, він повністю дисоціює на іони Nа+ і ОН–. Тут вода виступає вже як донор протонів, віддаючи іони Н+ гідроксид-іонам, які утворилися за дисоціації гідроксиду натрію:

У разі розчинення у воді слабкої основи, наприклад аміаку, відбувається такий самий процес — вода виступає як донор протонів, але на відміну від першого, акцептором протонів стає сам аміак:

.

Остання реакція має важливе значення в біологічних процесах, кругообігу азоту, в технології виробництва азотних добрив та їх раціонального використання в сільському господарстві.

Відносно наведених вище реакцій самоіонізації води слід зауважити, що за нормальної температури (25°С) частка молекул Н2О, яка перебуває в іонізованому стані, надзвичайно мала: одна на 5 млрд. Однак ця здатність води утворювати іони саме в такій кількості відіграє надзвичайно важливу роль у різноманітних біологічних процесах. Дисоціація води зумовлює гідроліз слабких органічних кислот, лугів і солей. Концентрація іонів водню Н+ і також концентрація ОН– є важливою характеристикою водних розчинів. Звернімо увагу на унікальність іона Н+ — це єдиний природний іон, який не має електронів, отже, це "вільний" протон (нуклід ядра з позитивним зарядом). Жодний інший атом з періодичної системи елементів у хімічних реакціях не утворює протона.

А в чому особливість іона водню — протона? Передовсім протон, порівняно з атомом водню, а тим більше з будь-яким іншим атомом, практично не має об'єму, оскільки радіус протона (10–15 m) у 10 тисяч разів менший за радіус найменшого атома періодичної системи — атома водню. Зрозуміло, що він може безперешкодно "мандрувати" серед інших атомів. Лише його позитивний заряд заважає йому пройти поблизу негативно заряджених іонів. Як видно з табл. 16 властивостей води, вона погано проводить електричний струм, що підтверджує низьку концентрацію дисоційованих молекул води. Як їх визначають? На практиці показником концентрації Н+ і ОН– іонів є так званий водневий показник рН.

Водневий показник є кількісною характеристикою кислотності водневих розчинів і обчислюється, виходячи з константи дисоціації води. Як відомо, константа дисоціації — це відношення добутку концентрацій іонів до концентрації недисоційованих молекул. У нашому випадку:

, де [Н+], [ОН–] і [Н2О] відповідно концентрації іона водню, гідроксид-іона і молекул води. Як ми вже підкреслювали, кількість дисоційованих молекул води (1 до 109) така мала, що концентрація недисоційованих молекул практично дорівнює загальній концентрації води. Узявши об'єм води 1 літр (1000g), визначимо в ньому кількість молей води: 1000 : 18 = 55,5 mol/l. Звідси, перетворивши попереднє рівняння у , отримаємо ліворуч сталу величину, яка дорівнює саме добутку концентрацій іонів водню і гідроксил-іонів. Позначають її і називають іонним добутком води.

Концентрацію Н+ визначають за термодинамічною активністю іонів Н+ у розчині (у mol/l) або обчислюють за величиною електропровідності води. За 25°С концентрація Н+ дорівнює 10–7 mol/l. Отже, іонний добуток води .

Очевидно, що у чистій воді концентрація іонів Н+ і ОН– однакова і кислотність буде нейтральною. У розчинах, які містять кислоти, концентрація іонів Н+ підвищиться, наприклад, до 10–5 mol/l, а оскільки , то концентрація гідроксил-іона понизиться до 10–9 mol/l. За додавання до чистої води лугу матимемо зворотний результат: збільшиться концентрація іонів ОН– і зменшиться концентрація Н+. Отже, для характеристики концентрації іонів Н+ і ОН– досить визначити концентрацію тільки одного з них.

На практиці цей показник виражають через десятичний логарифм концентрації іонів водню, узятий з оберненим знаком і позначають символом рН.

Для нейтрального розчину будь-якої речовини, як і для чистої води, рН = –lg [H+] = – lg 10–7 = 7, а якщо [H+] = 10–10, то рН = 10, за 10–3 рН = 3 і т. д. Отже, рН може змінюватись від 1 до 14. Іонна рівновага порушується в разі зміни зовнішніх умов, наприклад, за введення до розчину іншої речовини, яка здатна дисоціювати з утворенням H+ або ОH– іона. Так, якщо до водного розчину етанової кислоти, яка є слабким електролітом і дисоціює з утворенням іонів СН3СОО– і H+ (система І), добавити її натрієву сіль, що також здатна дисоціювати на іони СН3СОО–1 і Nа+ (система ІІ), то матимемо новий розчин (система ІІІ):

І. СН3СООН Н+ + СН3СОО–.

ІІ. СН3СООNа Nа+ + СН3СОО–.

ІІІ. СН3СООН + СН3СООNа Н+ + Nа+ + 2 СН3СОО–.

Як бачимо, уведення до розчину етанової кислоти її солі збільшило (відносно Н+) концентрацію іонів СН3СОО–, порушивши іонну рівновагу. Згідно з принципом ле Шательє, для встановлення іонної рівноваги системи ІІІ треба, щоб у системі І рівновага змістилась ліворуч, тобто зменшилася ступінь дисоціації етанової кислоти. З розглянутого можна зробити такий висновок: уведення до розчину слабкого електроліту будь-якого з його іонів зменшує ступінь дисоціації цього електроліту. Якщо в такий електроліт увести речовину, що зв'яже один із її іонів, це спричинятиме дисоціацію достатньої кількості молекул електроліту. Прикладом такої ситуації може бути введення в розчин слабкої кислоти будь-якого лугу, гідроксид-іони якого зв'яжуть її іони водню.

Отже, щоб знизити ступінь розчинності слабкого електроліту у воді, наприклад СаSО4, достатньо, щоб до його насиченого розчину надійшов сильний електроліт з однотипним іоном, наприклад NаSО4. При цьому частина іонів Са 2+ зв'яжеться із іонами сильного електроліту і випаде в осад.

Ця закономірність пояснює такий факт, як витисненя сильними кислотами слабких кислот з їхніх солей, і утворення відповідної солі з катіоном слабкої кислоти, наприклад:

СН3СООК + НNО3 СН3СООН + К NО3.

За такою ж схемою відбуваються реакції між солями слабких основ і сильної кислоти (наприклад FeSO4) і такими сильними основами, як КОН.

Напишемо таку реакцію в іонній формі:

Fe2+ + 2 ОН– Fe(ОН)2

У цьому разі гідроксид-іон сильної основи зв'язує катіон солі слабкої основи, утворюючи слаборозчинну сполуку гідроксиду заліза, яка випадає в осад. При цьому катіон сильної основи Nа+ утворює добре розчинну сіль з аніоном солі слабкої основи — К2 SO4.

Зазначимо, що вода у розглянутих водних розчинах слабкої етанової кислоти є ще більш слабким електролітом, ніж кислота. Отже, рівновагу реакції СН3СООН + ОН– СН3СОО– + Н2О буде зміщено праворуч.

Ми присвятили процесам дисоціації води і розчинених у ній сполук багато уваги, оскільки вони визначають характер перебігу процесів у живому організмі, хімічний склад якого на 65% складається з води. Щоб переконатися в цьому, достатньо розглянути відому схему синтезу в організмі універсального джерела енергії функціональної діяльності клітини — молекул аденозинтрифосфорної кислоти (АФТ).

Розроблена англійським ученим П. Мітчеллом схема базується на понятті протонного градієнта в полі протона Н+ і гідроксид-іона ОН– водного розчину поживних речовин. У мембранах особливих клітин — мітохондрій — через ферментну систему вилучаються протони з клітинної маси, або матриксу, склад якого близький до цитоплазми, і переносять їх до зовнішньої межі мембрани клітини, формуючи позитивний заряд мітохондріальної цитоплазми. Так виникає різниця концентрації іонів Н+ з різних боків мембрани. Одночасно друга ферментативна система — аденозинтрифосфаза — переносить іони водню в зворотному напрямку, зменшуючи градієнт електрохімічного потенціалу. Енергія, яка при цьому вивільняється, акумулюється в енергію міжатомного зв'язку в процесі синтезу нових молекул АФТ. До цього процесу ми ще повернемося. За значний внесок у вирішення проблем біоенергетики живої клітини П. Мітчеллу у 1978 р. присуджено Нобелівську премію.

Роль води в тепловому балансі і кругообігу речовин у біосфері

Як уже зазначалося, загальний об'єм води на земній поверхні становить понад трильйон* (1018) m3, з яких близько 94% в океанах, інше — це підземні води — 4%, льодовики — 1,6% (понад 24 106 km3), вода в озерах (майже в 100 разів менше, ніж у льодовиках). Найменше води в річках — тільки одна десятитисячна процента (1200 km3) від усієї води планети! Але вже з давніх-давен люди цікавилися, куди течуть річки і чому вода в них не зникає? Біблійний Екклезіяст з цього приводу писав:

"Усі річки течуть в море, а море не переповнюється.

Туди, куди течуть річки,

Туди вони й тектимуть".

І стародавні греки не знали, що річки поповнюються атмосферними опадами. За їхніми уявленнями води Океану постійно стікали в "Тартар", тобто в підземне царство, і виходили знов на поверхню, даючи початок річкам. Хоч у поглядах Арістотеля (IV ст. до н. е.) вже є деяке розуміння зв'язку кругообігу води з атмосферою, "Океанічна" схема вважалася слушною аж до ХV ст.

Перші описи кругообігу води гідросфери з'явилися в епоху Відродження в працях геніального вченого Леонардо да Вінчі (1452—1519).

Loading...

 
 

Цікаве