Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Водородный показатель среды.↑ Стр 1 из 2Следующая ⇒ Содержание книги
Поиск на нашем сайте
Занятие № 5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Теоретическая часть
Электролиты — вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым. Например, диссоциация оснований, кислот, солей:
NaOH ↔ Na+ + OH-
H2SO4 ↔ H+ + HSO4- (1 ступень) HSO4– ↔ H+ + SO42- (2 ступень)
Al2(SO4)3 ↔ 2Al3+ + 3SO42-. Сила электролита определяется степенью электролитической диссоциации a и выражается в процентах или в долях единицы. Вычислить ее можно по формулам: N a = ¾¾¾, N0 где N — число молекул, распавшихся на ионы; N0 — общее число молекул электролита в растворе; I – 1 или a = ¾¾¾, N – 1 где i — изотонический коэффициент; n — число ионов электролита в растворе. Более точным критерием для сравнения силы электролитов служит константа диссоциации. Константой диссоциации называется величина, показывающая отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия. Например, HClO H+ + ClO- [H+] • [ClO– ] Kдис = ¾¾¾¾¾¾ = 3,2•10–8. [HClO] Чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит. Для слабых электролитов константа и степень диссоциации находятся в следующей зависимости (закон разбавления Оствальда): К дис = С • a2; a = Ö К/C, где С — молярная концентрация электролита, моль/л Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100 %. Многоосновные кислоты, диссоциация которых протекает ступенчато, характеризуется несколькими константами диссоциации. Например: H2S H+ + HS- К¢дис = 1,02 • 10-7, HS- H+ + S2- К¢¢дис = 1,3 • 10-13. Исходя из значений приведенных констант диссоциации можно отметить, что К¢ > К¢¢, т. е. процесс распада электролита на ионы идет активнее по первой ступени.
Ионные реакции При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отображает его точнее. При составлении ионных уравнений реакций вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в виде молекул:
1) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ¯ + 2HCl 2H+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 ¯ + 2H+ + 2Cl- – полное (развернутое) ионно-молекулярное уравнение; Ba2+ + SO42- = BaSO4 ¯ – сокращенное ионно-молекулярное уравнение. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение указывает на то, что в реакции участвуют только ионы Ва2+ и сульфат - ионы SO42-.
2) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl = 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2 СО32- + 2Н+ = Н2О + СО2 . Водородный показатель среды Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению Н2О Н+ + ОН-. Константа диссоциации воды весьма мала: [H+] • [OH-] K = ¾¾¾¾¾ = 1,8 • 10-16. [H2O] Принимая концентрацию воды [Н2O] величиной практически постоянной и учитывая, что молярная концентрация воды в воде равна 1000/18 = 55,56 моль/л, получаем [H+] • [OH-] = 1,8 • 10-16 • 55,56 = 1 • 10-14 = К H2O. Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды. Так как при диссоциации одной молекулы воды получается один ион водорода и один ион гидроксида, то [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Если к воде прибавить кислоту, то [H+] > 10-7 моль/л, а если прибавить щелочь, то [H+] < 10-7 моль/л. Таким образом, степень кислотности или щелочности раствора можно выразить с помощью концентрации ионов [H+] или [OH-]. Отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов принято называть водородным показателем рН рН = –lg [H+]. Тогда рН различных растворов будут иметь следующие значения : кислый pH < 7; нейтральный pH = 7; щелочной pH > 7. Гидролиз Гидролиз солей — это взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Различают несколько случаев гидролиза 1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой одноосновной кислотой, идет с образованием сильного основания и слабой кислоты. (гидролиз по аниону) NaCH3COO + H2O NaOH + CH3COOH Na+ + CH3COO- + H2O Na+ + OH- + CH3COOH CH3COO- + H2O OH- + CH3COOH рН > 7 Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, протекает ступенчато:
2Na+ + CO32- + H2O Na+ + HCO3- + Na+ + OH- CO32- + H2O HCO3- + OH- pH > 7
NaHCO3 + H2O NaOH + H2CO3 HCO3- + H2O OH- + H2CO3 pH > 7 2. Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты, идет с образованием основной соли и кислоты (гидролиз по катиону): ZnCl2 + H2O ZnOHCl + HCl Zn2+ + 2Cl- + H2O (ZnOH)+ + Cl- + H+ + Cl- Zn2+ + H2O (ZnOH)+ + H+ pH < 7 3. Гидролиз соли слабого основания и слабой одноосновной кислоты, идет с образованием слабого основания и слабой кислоты (гидролиз по катиону и аниону). CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH CH3COO- + NH4+ NH4OH + CH3COOH Уксусная кислота и гидроксид аммония — малодиссоциирующие вещества, однако незначительно они диссоциируют. В зависимости от степени диссоциации и определяют рН. В данном случае степени диссоциации для СН3СООН и NH4OH равны (a= 1,3 %). Следовательно, рН = 7.
Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой одноосновной кислотой, идет ступенчато и продуктами являются основные соли и кислота: Al(CH3COO)3 + H2O AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH Al3+ + H2O (AlOH)2+ + CH3COOH AlOH(CH3COO)2 + H2O Al(OH)2CH3COO + CH3COOH (AlOH)2+ + H2O Al(OH)+ + CH3COOH Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой летучей многоосновной кислотой, идет до конца (продукты гидролиза - слабое основание и слабая кислота). Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 ¯ + 3H2S. 4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Например, NaCl + H2O NaOH + HСl Na+ + Cl- + H2O Na+ + OH- + H+ + Cl- H2O H+ + OH-.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4 Опыт 6. Полный гидролиз К 1-2 мл раствора Al2(SO4)3 прилейте такой же объем раствора соды Na2CO3. Наблюдайте выделение углекислого газа СО2 и образование осадка Al(OH)3. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение происходящих реакций. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ К ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ № 5 Вариант 1 1. Определите рН 0,01 М раствора гидроксида бария. 2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза раствора солей Pb(NO3)2. Вариант 2 1. Определите рН и рОН 0,1-молярного раствора едкого натра. 2. Как влияет на гидролиз сульфида натрия добавление щелочи? Вариант 3 1. Концентрация гидроксид-ионов в растворе равна 10-10 моль/л. Чему равен рН этого раствора? 2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза раствора соли KCN. Вариант 4 1. Определите [H+] и [OH-] в растворе, рН которого равен 7,0. 2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли: SrCl2. Вариант 5 1. Вычислите рН 0,2 н раствора NH4Cl. 2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли KNO2. Вариант 6 1. Для реакции некоторой соли рН равно 4. Определите концентрацию ионов водорода и гидроксида в этом растворе. 2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли NH4NO3. Как влияет на гидролиз добавление СН3СООН? Вариант 7 1. Вычислите рН 3,5 % (по массе) раствора HСl (r = 1,01 г/мл). 2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза CrCl3. Укажите значение рН раствора этой соли. Вариант 8 1. Закончите уравнения следующих реакций с учетом возможности необратимого гидролиза взятых солей: Al2(SO4)3 + Na2S =...; FeCl3 + (NH4)2CO3 =.... 2. Вычислите значения рН растворов, в которых концентрация ОН- ионов (моль/л) равна 8 • 10-9, 3 • 10-6. Какова реакция среды этих растворов? Занятие № 5 ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Теоретическая часть
Электролиты — вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым. Например, диссоциация оснований, кислот, солей:
NaOH ↔ Na+ + OH-
H2SO4 ↔ H+ + HSO4- (1 ступень) HSO4– ↔ H+ + SO42- (2 ступень)
Al2(SO4)3 ↔ 2Al3+ + 3SO42-. Сила электролита определяется степенью электролитической диссоциации a и выражается в процентах или в долях единицы. Вычислить ее можно по формулам: N a = ¾¾¾, N0 где N — число молекул, распавшихся на ионы; N0 — общее число молекул электролита в растворе; I – 1 или a = ¾¾¾, N – 1 где i — изотонический коэффициент; n — число ионов электролита в растворе. Более точным критерием для сравнения силы электролитов служит константа диссоциации. Константой диссоциации называется величина, показывающая отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия. Например, HClO H+ + ClO- [H+] • [ClO– ] Kдис = ¾¾¾¾¾¾ = 3,2•10–8. [HClO] Чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит. Для слабых электролитов константа и степень диссоциации находятся в следующей зависимости (закон разбавления Оствальда): К дис = С • a2; a = Ö К/C, где С — молярная концентрация электролита, моль/л Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100 %. Многоосновные кислоты, диссоциация которых протекает ступенчато, характеризуется несколькими константами диссоциации. Например: H2S H+ + HS- К¢дис = 1,02 • 10-7, HS- H+ + S2- К¢¢дис = 1,3 • 10-13. Исходя из значений приведенных констант диссоциации можно отметить, что К¢ > К¢¢, т. е. процесс распада электролита на ионы идет активнее по первой ступени.
Ионные реакции При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отображает его точнее. При составлении ионных уравнений реакций вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в виде молекул:
1) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ¯ + 2HCl 2H+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 ¯ + 2H+ + 2Cl- – полное (развернутое) ионно-молекулярное уравнение; Ba2+ + SO42- = BaSO4 ¯ – сокращенное ионно-молекулярное уравнение. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение указывает на то, что в реакции участвуют только ионы Ва2+ и сульфат - ионы SO42-.
2) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl = 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2 СО32- + 2Н+ = Н2О + СО2 . Водородный показатель среды Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению Н2О Н+ + ОН-. Константа диссоциации воды весьма мала: [H+] • [OH-] K = ¾¾¾¾¾ = 1,8 • 10-16. [H2O] Принимая концентрацию воды [Н2O] величиной практически постоянной и учитывая, что молярная концентрация воды в воде равна 1000/18 = 55,56 моль/л, получаем [H+] • [OH-] = 1,8 • 10-16 • 55,56 = 1 • 10-14 = К H2O. Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды. Так как при диссоциации одной молекулы воды получается один ион водорода и один ион гидроксида, то [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Если к воде прибавить кислоту, то [H+] > 10-7 моль/л, а если прибавить щелочь, то [H+] < 10-7 моль/л. Таким образом, степень кислотности или щелочности раствора можно выразить с помощью концентрации ионов [H+] или [OH-].
|
||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-04-08; просмотров: 403; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.116.24.148 (0.008 с.) |