Ионные уравнения ионное произведение воды

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Теоретическое введение

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Теоретическое введение

Равновесие процесса диссоциации воды:

Н₂О ↔ Н + + ОН —

описывается константой К_w, которая носит название “ионное произведение воды”. Ионное произведение воды равно:

К_w = [Н + ] [ОН — ] (1)

Для разбавленных водных растворов ионное произведение воды не зависит от состава раствора и постоянно при данной температуре. Так, К_w=10 — 14 для воды, миллимолярных растворов К₂SO₄, H₂SO₄ и KOH при Т=298 К. Строго говоря, постоянство К_w справедливо в случае, когда аналитические концентрации ионов заменены их активностями (лишь для малых концентраций Н + и ОН — значения концентрации и активности практически совпадают).

Процесс диссоциации Н₂О идет с поглощением теплоты, поэтому при повышении температуры в интервале от 0 до 100 о С величина К_w увеличивается.

Для практических целей удобно пользоваться не концентрацией ионов водорода, а её водородным показателем – отрицательным десятичным логарифмом – рН. Величина рН равна:

рН = — lg[H + ]. (2)

Как выше отмечалось, более строгим является уравнение рН = – lg a_Н+, где a_Н+ – активность ионов водорода. Однако для практических целей при расчете рН разбавленных растворов обычно используется уравнение (2).

рН + рОН = 14, (3)

Для нейтральных растворов рН = 7, для кислых растворов рН 7. В аналитической практике редко приходится работать с растворами, рН которых выходит из интервала 0 ÷14. Тем не менее, в сильнощелочной среде рН может быть немного больше 14, а в очень кислой среде может принимать отрицательные значения.

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите рН 0,001М растворов HСl и КОН.

Решение. HСl и КОН являются сильными электролитами и в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы. В растворе НСl: [Н + ] = 0,001 моль/л.

рН = –lg [H + ] = –lg 0,001 = 3

В растворе КОН: [ОН – ] = 0,001 моль/л. рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,001 = 3. рН=14 – 3 = 11.

Задача 2. Рассчитайте рН раствора КОН, 350 мл которого содержат 0,0035 моль КОН.

Решение.

КОН → К + + ОН —

рОН = –lg [ОH — ] = –lg 0,01 = 2.

рОН + рН = 14. рН = 14 – 2 = 12

или [Н + ] = 10 –14 /[ОН – ] = 10 –14 /0,01 = 10 –12 моль/л.

рН = –lg 10 –12 = 12.

Задача 3. Вычислите молярную концентрацию раствора Ba(OH)₂, если рН раствора составляет 12 при 298 К.

Решение.

Ba(OH)₂ → Ва 2+ + 2ОН –

-lg [ОH – ] = 2, откуда [ОH – ] = 0,01 М.

Задача 4. Рассчитайте степень диссоциации и рН 0,01 М водного раствора аммиака при 298 К, если константа диссоциации NH₄OH при указанной температуре равна 1,76·10 –5 .

Решение.

NH₃ H₂O ⇔ NH₄ + + OH — или упрощенно: NH₄ОH ⇔ NH₄ + + OH —

[Н + ] = 10 -14 /[ОН — ] = 10 -14 /4,2·10 -4 = 2,4·10 -11 моль/л.

рН = –lg [H + ] = –lg 2,4·10 –11 = 10,6.

Задача 5. К 1 л 0,01М раствора CH₃CОOH добавили 6 г СН₃СООNa. Определите рН полученного раствора при Т = 298 К, если при указанной температуре К_д(CH₃CОOH) = 1,75·10 –5 .

Решение.

Присутствие в растворе CH₃CОOH сильного электролита СН₃СООNa приводит к сдвигу равновесия диссоциации уксусной кислоты влево в силу действия принципа Ле Шателье. В результате степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

n(СН₃СООNa) = 6:82 = 0,073 моль.

(считаем, что объем раствора после добавления 6 г СН₃СООNa не изменился).

Ацетат–ионы в растворе образуются как за счет диссоциации уксусной кислоты:

CH₃CОOH ⇔ СН₃СОО – + Н + ,

так и за счет диссоциации СН₃СООNa:

СН₃СООNa → СН₃СОО — + Na +

Поскольку СН₃СООNa в растворе диссоциирует полностью, то концентрацией ацетат-ионов, образующихся при диссоциации уксусной кислоты можно пренебречь, так как она мала по сравнению с величиной 0,073 моль/л. Принимаем, что:

[H + ] = 1,75·10 –5 · 0,01 / 0,073 = 2,4·10 –6 моль/л.

рН = –lg2,4·10 –6 = 5,6.

Задачи для самостоятельного решения

1. Определите величину рН 0,0001 М раствора HCl.

Ионное произведение воды.

Краткий конспект лекции

Тема: «Кислотно-основное равновесие в водных растворах»

План

1. Ионное произведение воды
2. Водородный показатель
3. Буферные растворы

Ионное произведение воды.

Реакции, применяемые в аналитической химии, протекают, как правило, в водных растворах. Вода является одним из наименее диссоциированных веществ. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток. Однако вода все же диссоциирует на водородные и гидроксидные ионы.

Н₂О Н + + ОН —

При комнатной температуре (22 о С) в каждом литре воды лишь 1·10 -7 моля диссоциировано на ионы.

Для каждого слабого электролита мы можем написать выражение константы диссоциации. Для воды выражение константы диссоциации имеет вид:

К_дисс =

Это выражение можно записать иначе:

Рассмотрим левую часть этого уравнения. К_дисс – постоянная величина при постоянной температуре. Концентрацию молекул воды Н₂О мы можем считать практически постоянной, так как вода находится почти исключительно в виде недиссоциированных молекул Н₂О. Следовательно, вся левая часть полученного уравнения является величиной постоянной. Таким образом:

Произведение концентрации ионов Н + и ОН — в воде и водных растворах является постоянной величиной при постоянной температуре. Эта величина называется ионным произведением воды и обозначается К_ω:

При 22 о С в воде и водных растворах К_ω= 1· 10 -14 .

Смысл выражения [H + ] · [OH — ] = const заключается в следующем: как бы ни менялись концентрации ионов Н + и ОН — , их произведение во всяком водном растворе сохраняет постоянное значение, равное при 22 о С 1· 10 -14 .

При повышении температуры величина К_ω быстро возрастает. Так, при 30 о С К_ω = 1,89 · 10 -14 , при 80 о С К_ω = 34 · 10 -14 , а при 100 о С К_ω = 74 · 10 -14 .

Из сказанного можно сделать ряд выводов.

1. [H + ] . [OH — ] = 1· 10 -14 , т.е. [H + ] · [OH — ] ≠ 0. Если произведение не равно нулю, то ни один из сомножителей не может быть равен нулю, т.е. [H + ] ≠ 0 и

[OH — ] ≠ 0. А это значит, что в воде и водных растворах концентрации ионов

Н + и ОН — не могут быть равны нулю. Отсюда следует, что в воде и водных растворах обязательно присутствуют как ионы Н + , так и ионы ОН — независимо от среды раствора.

2. Так как произведение концентрации ионов Н + и ОН — является величиной постоянной, то изменение одного из сомножителей обязательно приведет к изменению и другого, для того чтобы произведение осталось постоянным.

Процесс диссоциации воды является обратимым:

Н₂О ↔Н + + ОН —

Если к дистиллированной воде добавить немного кислоты, то концентрация ионов Н + увеличится во много раз. Согласно принципу Ле-Шателье происходит смещение равновесия влево, т.е. в сторону образования молекул воды. Когда вновь установится равновесие, концентрация ионов Н + и ОН — изменяется, но их произведение будет по-прежнему равно 1· 10 -14 . Если, например, к воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода увеличилась в 100 раз, то, чтобы произведение [H + ] · [OH — ] осталось равным 1· 10 -14 , концентрация гидроксид-ионов понизится в 100 раз за счет образования молекул Н₂О. при добавлении к дистиллированной воде раствора щелочи (увеличение [OH — ]) равновесие диссоциации воды также будет нарушено, произойдет смещение равновесия влево и образуются новые молекулы Н₂О. После установления равновесия концентрации Н + и ОН — будут другими, но их произведение останется равным 1· 10 -14 . Следовательно, если увеличить концентрацию ионов Н + , то концентрация ионов ОН — уменьшится во столько же раз, и наоборот.

Из уравнения диссоциации воды

видно, что в чистой воде концентрации Н + и ОН — равны. Но известно, что в чистой воде [H + ] · [OH — ] = 1·10 -14 , отсюда

[H + ] = [OH — ] = = 1·10 -7 моль/л

Чистая вода имеет нейтральную реакцию. Таким образом, растворы, в которых концентрация ионов водорода равна 10 -7 моль/л, называются нейтральными растворами. В нейтральных растворах: [H + ] = [OH — ].

Если к чистой воде прибавить какой-либо кислоты, концентрация ионов водорода повышается и становится больше, чем 1·10 -7 , а концентрация ионов ОН — уменьшается. Следовательно, в кислых растворах концентрация ионов водорода больше, чем 1·10 -7 моль/л: [H + ] > 1·10 -7 , а [OH — ] -7 , т.е. [H + ] >[OH — ].

Если прибавить в чистую воду немного щелочи, то повысится концентрация ионов ОН — и соответственно уменьшится концентрация ионов Н + . Следовательно, в щелочных растворах концентрация ионов водорода меньше, чем 1·10 -7 моль/л: [H + ] -7 , а [OH — ] > 1·10 -7 , т.е. [H + ] — ].

Из сказанного следует, что реакцию любого раствора можно охарактеризовать количественно, указав, какова в нем концентрация ионов Н + :

а) нейтральный раствор [H + ] = 1·10 -7 моль/л;

б) кислый раствор [H + ] > 1·10 -7 моль/л;

в) щелочной раствор [H + ] -7 моль/л.

Зная концентрацию водородных ионов, можно вычислить концентрацию ионов ОН — , и наоборот.

Пример 1.Значение [H + ] в растворе равно 1· 10 -3 моль/л. Тогда значение

[OH — ] = моль/л

Пример 2.В растворе концентрация гидроксид-ионов равна 10 -5 моль/л. Тогда концентрация ионов Н + равна:

[H + ] = 10 -9 моль/л

Водородный показатель

Применение чисел с отрицательными показателями неудобно. Поэтому для характеристики степени кислотности растворов стали применять вместо истинных концентраций водородных и гидроксидных ионов их логарифмы, взятые с обратным знаком. Эти величины называют ионными показателями и обозначают буквой р.

Таким образом, водородный показатель

Ионное произведение воды Кω равно 10 -14 :

Прологарифмируем это выражение:

lg[H + ] + lg[OH — ] = -14

Возьмем все величины с обратным знаком:

-lg[H + ] + (-lg[OH — ]) =14, или рН + рОН =14

С помощью последнего уравнения, зная рН, можно легко рассчитать рОН, и наоборот. Например, в растворе рН=5, тогда рОН=14-5=9.

Кислотность растворов можно охарактеризовать количественно через величину рН:

нейтральный раствор − рН=7;

кислый раствор − рН 7.

Ясно, что кислотность раствора растет с уменьшением рН, а щелочность возрастает с увеличением величины рН.

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

кислая среда щелочная среда

Зная рН растворов, можно сравнить их кислотность. Например: при рН 3 раствор имеет более кислую реакцию, чем при рН 5. В первом случае

[H + ] = 1 · 10 -3 , а во втором случае − 1· 10 -5 , т.е. в 100 раз меньше, чем в первом. При рН 11 реакция раствора более щелочная, чем при рН 9. В первом растворе рОН = 14-11=3 и [OH — ] = 10 -3 , а во втором растворе

рОН = 14-9=5 и [OH — ]=10 -5 . Следовательно, концентрация гидроксидионов в первом случае в 100 раз больше, чем во втором, и раствор более щелочной.

Для течения различных химических, биологических и других процессов концентрация водородных ионов имеет большое значение. Так, концентрация водородных ионов крови человека и животных имеет постоянное значение, рН крови здорового человека лишь незначительно колеблется около величины 7,35. Каждый вид растений успешно развивается при определенных значениях рН почвы. Так, картофель лучше всего растет на слабокислых почвах (рН 5), а пшеница – на нейтральных (рН 7). Свойства природных вод зависят во многом от значения рН, которое различно для разных рек и источников. А для поверхностных вод океана рН поддерживается на приблизительно постоянном уровне (8,1 – 8,3).

В лабораторной практике очень часто приходится работать с растворами. Которые должны иметь определенное значение рН. Для этого готовят так называемые буферные растворы. Это растворы, рН которых практически не меняется при разведении, а также при добавлении небольших количеств кислот и щелочей. Буферные растворы обычно представляют собой смесь растворов:

а) слабой кислоты и соли этой кислоты и сильного основания, например,

б) слабого основания и соли этого основания и сильной кислоты, например,

в) кислых солей разной основности, например,

Кроме перечисленных, имеются белковые и аминокислотные типы буферных смесей.

Разберем зависимость рН буферной смеси от ее состава и концентрации составных частей на примере ацетатной буферной смеси. Концентрация ионов Н + в растворе уксусной кислоты (как и любой слабой кислоты) зависит

от ее концентрации и степени диссоциации. Как было указано выше, степень диссоциации слабой кислоты можно понизить, добавляя соль этой кислоты, в данном случае CH₃COONa (действие одноименного иона). Чем выше концентрация соли, тем меньше степень диссоциации кислоты и, следовательно, тем меньше концентрация ионов Н + . Таким образом, меняя концентрацию уксусной кислоты и количество ацетата натрия, можно получать растворы с различным рН.

В аммиачной буферной смеси ( NH₄OH + NH₄Cl), меняя количество прибавляемого хлорида аммония, можно изменять степень диссоциации гидрата аммиака и тем самым менять рН раствора.

В буферной смеси NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄ ионы Н + образуются при диссоциации иона H₂PO₄ — :

H₂PO₄ — Н + + НРО₄ 2-

Диссоциация образующегося иона НРО₄ 2- настолько мала (0,001% в 0,1 М раствора), что можно пренебречь количеством ионов Н + , получаемых вследствие диссоциации этих ионов. При добавлении соли Na₂HPO₄ концентрация ионов НРО₄ 2- резко возрастает и равновесие диссоциации иона Н₂РО₄ — сдвигается влево, концентрация ионов Н + понижается. Таким образом, в этой буферной смеси NaH₂PO₄ играет роль слабой кислоты, а Na₂HPO₄ – ее соли. Меняя количество Na₂HPO_4, можно изменить степень диссоциации иона H₂PO₄ — и рН раствора.

Разберем, на чем основано свойство буферных растворов сохранять постоянным значение рН на примере ацетатной буферной смеси.

а) Разбавление водой. Предположим, что рассматриваемый буферный раствор разбавляют водой в 10 или 20 раз. Казалось бы, что вследствие сильного уменьшения концентрации уксусной кислоты концентрация ионов Н + должна уменьшится. Но этого не происходит, так как с разбавлением увеличивается степень диссоциации уксусной кислоты вследствие уменьшения концентрации ацетата натрия, одноименные ионы которого подавляют диссоциацию уксусной кислоты. Таким образом, при разбавлении водой рН буферного раствора практически не изменится. Подобное же явление мы наблюдаем при разбавлении водой других буферных растворов.

б) Прибавление сильной кислоты. При добавлении к буферной смеси небольшого количества сильной кислоты, например хлороводородной, происходит реакция:

CH₃COONa + HCl NaCl + CH₃COOH

Ионы Н + , поступающие в раствор, связываются в молекулы слабого электролита – уксусной кислоты, степень диссоциации которой понижается в присутствии CH₃COONa. Таким образом, концентрация ионов Н + почти не увеличится и рН раствора практически не изменится.

в) Прибавление небольшого количества щелочи. Прибавленная в буферную смесь щелочь вступает в реакцию с уксусной кислотой:

Ионы ОН — щелочи будут связываться ионами Н + уксусной кислоты в недиссоциированные молекулы воды. Убыль ионов Н + нарушит равновесие диссоциации уксусной кислоты и сместит его вправо, в сторону образования новых ионов Н + . Однако при этом увеличится концентрация соли и степень диссоциации уксусной кислоты немного понизится. Но все эти изменения незначительны и после установления равновесия рН изменится незначительно. Так, при добавлении к 1 л ацетатного буферного раствора (CH₃COOH + CH₃COONa) 100 мл 0,1 М раствора NaOH рН изменится от 4,73 до 4,82, т.е. менее чем на 0,1. Если же прибавить щелочь к чистой воде, концентрация ионов ОН — резко возрастет, концентрация ионов Н + соответственно уменьшится и рН раствора изменится значительно (от 7 до 11,95).

Способность буферных смесей поддерживать рН практически постоянным основана на том, что отдельные компоненты смеси связывают ионы Н + и ОН — вводимых в раствор кислот и оснований. Конечно, эта возможность небезгранична. Всякая буферная смесь практически сохраняет постоянство рН только до прибавления некоторого определенного количества кислоты или щелочи, другими словами, каждый буферный раствор характеризуется определенной буферной емкостью.

Буферной емкостью называется число эквивалентов кислоты или щелочи, при добавлении которых к 1 л буферного раствора его рН изменится на единицу.

Буферные растворы широко применяются в аналитической химии. В качественном анализе многие процессы осаждения труднорастворимых электролитов проходят при определенном значении рН раствора. При открытии ионов магния с помощью моногидрофосфата натрия также применяется буферная смесь NH₄OH + NH₄Cl, создающая рН ≈ 8,5, при котором гидроксид магния не осаждается и ион магния выделяется в виде соли MgNH₄PO₄.

Буферные растворы широко применяются и в количественном анализе. Гравиметрическое определение многих ионов (Al 3+ , Mg 2+ и др.) проходит при определенном рН раствора, который создается с помощью той или иной буферной смеси. Титриметрическое определение многих металлов с помощью трилона Б проходит при определенном рН (8-10). Необходимая среда создается прибавлением к раствору аммонийной буферной смеси (NH₄OH + NH₄Cl).

Буферные растворы играют огромную роль в жизни организма, обеспечивая постоянство рН его внутренней среды. Например, в крови человека имеется три вида буферных систем: фосфатная, гидрокарбонатная, белковая. Если в крови каким-либо путем создается избыток ионов Н + , он связывается одним из компонентов той или иной буферной системы. Благодаря этому в организме человека наблюдается постоянство рН не только крови (7,35), но и слюны (рН≈7), желчи (рН≈8) и др. Изменение рН крови и желчи может произойти при различных заболеваниях. Например, в

тяжелых случаях сахарного диабета рН крови смещается в кислую сторону (ацидоз), а при тяжелой почечной или печеночной недостаточности рН крови может сместиться в щелочную область (алкалоз).

Литература

1. Барковский Е.В., Ткачев С.В. Аналитическая химия: Учебное пособие.– Минск: Выш. шк., 2004.

2. Полеес М.Э., Душечкина И.Н. Аналитическая химия: Учеб. лит. Для учащихся мед. и фарм. училищ.-М.: Медицина, 1987.

3. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии.- М.: Химия, 1989.

4. Государственная фармакопея СССР. Х1издание.-М.: Медицина, 1987,

5. Химическая энциклопедия. Т. 1-5.М.: Советская энциклопедия, Большая

российская энциклопедия, 1988-1999.

6. Барсукова З.А. Аналитическая химия: Учебник для техникумов. -М.:

7. Барковский В.Ф., Городенцева Т.Б. Основы физико-химических методов

анализа .-М.: Высш.шк., 1983.

8. Дорохова Е.Н.. Прохорова Г.В. Задачи и вопросы по аналитической

химии.- М.: Мир,2001.

9. Керейчук А.С., Петухова З.В. Аналитическая химия. Количественный

анализ: Учебник для техникумов. – Л.: Химия, 1994.

10.М.Н. Бушкова. Анализ лекарств в условиях аптеки.– Киев:Здоровье, 1975.

11.В.П. Зенчик. Аналитическая химия. М., «Медицина», 1971.

Презентация по химии на тему «Ионное произведение воды.Водородный показатель»(12 класс)

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Описание презентации по отдельным слайдам:

Химическое равновесие в гомогенных системах. Ионное произведение воды. Водородный показатель и характер среды. 12 класс Бозаджи Н.М. учитель химии высшей категории

1.Составлять уравнения реакции нейтрализации, опираясь на молекулярный способ; молекулярно-ионный способ; сокращенный молекулярно-ионный способ; 2.Находить ионное произведение воды Кв; 3.Вести расчеты по формулам рН = –lg [Н+]; рН + рОН = 14. 4. Осуществлять рефлексию своей деятельности В результате изучения темы, вы будете способны:

Что такое рН? Вы смотрите каждый день телевизор. И конечно же знаете из рекламы, что мыло DOVE имеет значение рН 5,5 и делает кожу гладкой и бархатистой. . А что такое рН? Какого рода – мужского, женского или среднего? Как правильно сказать: «Равно, равен или равна?» На вашем участке не растут некоторые цветы или овощи. Вы позвали специалиста-почвоведа, он пришел к вам с маленьким приборчиком, вставил в землю какую-то трубку, посмотрел на шкалу прибора и сказал, что у почвы не такой рН, какой требуется таким растениям. Следует в почву внести доломитовую муку или известь.

Молоко на фермах и молокозаводах проверяют на рН. Если рН не соответствует норме, молоко быстро скисает. Вы или ваши родители пришли к врачу с жалобами на боли в желудке. После не очень приятной процедуры исследования желудочного сока врач отмечает низкое значение рН и прописывает принимать лекарственные средства, изменяющие рН. Что же такое рН? Кстати, читается «пэ-аш». р – начальная буква слова potenz – математи- ческая степень, буква Н – химический знак водорода. Ответ на вопрос Вы узнаете сегодня на уроке Что такое рН?

В реакциях между сильными кислотами и основаниями (щелочами), проходящими в водных растворах, всегда выделяется одно и то же количество теплоты в расчете на 1 моль образующейся воды, а именно 58 кДж/моль: HCl + NaOH = H2O + NaCl, ∆Н = –58 кДж/моль, HCl + КOH = H2O + КCl, ∆Н = –58 кДж/моль, HNO3 + NaOH = H2O + NaNO3, ∆Н = –58 кДж/моль, HNO3 + KOH = H2O + KNO3, ∆Н= –58 кДж/моль. Все уравнения записаны молекулярным способом: формулы исходных веществ и продуктов реакции представлены для молекул, даже если такие молекулы и не существуют в водном растворе. Реакции нейтрализации

Во всех приведенных реакциях образуется одно общее вещество – вода. Поэтому можно предположить, что тепловой эффект таких реакций в растворе обусловлен образованием воды из ионов водорода (протонов) и гидроксид-ионов, находящихся в растворах всех этих реагирующих веществ в одинаковом состоянии. Этот факт очень важен для доказательства ионного поведения кислот, оснований и солей в водных растворах. Реакции нейтрализации

Все перечисленные реакции – это реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием. Равенство тепловых эффектов этих реакций доказывает, что кислоты, основания и образующиеся соли находятся в ионном состоянии. С учетом этого уравнение каждой реакции можно записать молекулярно-ионным способом, в котором сильные электролиты представляют в виде ионов, а слабые – в виде молекул. Например: H+ + Cl– + Na+ + OH– = H2O + Na+ + Сl–, ∆Н = –58 кДж/моль. Реакции нейтрализации

Очевидно, одни и те же ионы, входящие в правую и левую части уравнения реакции, можно не записывать. Тогда все приведенные выше четыре уравнения реакции могут быть выражены одним уравнением: H+ + OH– = Н2О, ∆Н = –58 кДж/моль. Такой способ написания уравнений реакций носит название сокращенного молекулярно-ионного. Реакции нейтрализации

Заметим, что запись формул сильных электролитов в виде формул молекул принципиально неправильна, т. к. в водном растворе нет таких веществ, как HCl, HNO3, NaOH, KOH, NaCl, KCl, NaNO3, KNO3, а есть только ионы этих веществ. В молекулярном виде уравнение может быть записано, если реакция проходит в газообразном состоянии, между кристаллами или в неводном растворе, в котором вещества не диссоциируют на ионы. Реакции нейтрализации

Уравнения реакций в виде формул молекул записывают для неэлектролитов, слабых электролитов, газообразных и малорастворимых в воде веществ. В качестве примеров приведем уравнения реакций нейтрализации с участием слабых электролитов: CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O (неверная запись для водного раствора!), CH3COOН + OH– = CH3COO– + H2O (записывать только так!); Реакции нейтрализации

*NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O (неверная запись для водного раствора!), NH4OH + HCl =NH4++Cl- + H2O (записывать только так!); *CH3COOH + NH4OH = NH4CH3COO + H2O (неверная запись для водного раствора!), CH3COOH + NH4OH = NH4++ CH3COO– + H2O (записывать только так!). Однако, если вас попросят ответить на вопрос, какие вещества останутся в чашке после выпаривания раствора, вы можете уверенно написать формулы солей, содержащих в своем составе ионы. Реакции нейтрализации

Уравнение нейтрализации Н+ + ОН– = Н2О, ∆Н = –58 кДж/моль, записанное в обратном направлении: Н2О = Н+ + ОН–, ∆Н = 58 кДж/моль, есть уравнение диссоциации воды как слабого электролита. Реакции нейтрализации

1,8*10-16 = ρ (воды)= 1000г/л; М(воды)= 18г/моль С= ν/V ν= m/M C=m/VM m= Vρ C=Vρ/VM C=ρ/M 1000/18 = 55,56 моль/л [Н2О] =

В воде и водных растворах концентрации ионов Н+ и ОН– взаимосвязаны константой диссоциации воды: Н2О = Н+ + ОН– Кдисс = [Н+][ОН–]/[Н2О] = 1,8•10–16 (при 25 °С). Мольная концентрация воды из-за ее крайне незначительной диссоциации остается постоянной, поэтому она равна [Н2О] = 1000/18 = 55,56 моль/л. Объединим константу равновесия диссоциации воды с постоянным значением ее концентрации: К•[Н2О] = 1,8•10–16•55,56 = 1•10–14. Реакции нейтрализации

Полученная величина называется ионным произведением воды КH20 : КH20 = [Н+][ОН–] = 1•10–14. Это произведение согласно закону действующих масс, являясь константой равновесия, не зависит от концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов и постоянно при данной температуре. Ионное произведение воды

В чистой воде или нейтральном (не кислотном, не щелочном) растворе концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны: [Н+] = [ОН–], поэтому КH2O= [Н+][ОН–] = [Н+]2 = 1•10–14. В чистой воде или нейтральном водном растворе концентрация ионов водорода равна а концентрация гидроксид-ионов равна: Ионное произведение воды

Если в чистую воду добавить ионы водорода (прилить кислоту), то получится кислотный раствор, в котором концентрация ионов водорода будет больше 1•10–7 моль/л: [Н+] > 1•10–7 моль/л. Если в чистую воду добавить гидроксид-ионы (прилить щелочи), то получится основный (щелочной) раствор, в котором концентрация ионов водорода будет меньше 1•10–7 моль/л: [Н+] 1•10–7 моль/л. Ионное произведение воды

Пользоваться такими значениями концентраций, выраженными в виде числа 10 в отрицательной степени, очень неудобно, и было предложено применять отрицательные десятичные логарифмы концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов и обозначать их соответственно рН и рОН: рН = –lg [Н+], pOH = –lg [ОН–] Водородный показатель

Величина рН называется водородным показателем. В 1909 г. С.Сёренсен предложил для выражения кислотности растворов указывать величину отрицательного десятичного логарифма концентрации ионов водорода, которая получила обозначение pH (potential hydrogeni ): pH = –lg [H+]. Водородный показатель

lg 1= lg 105 = lg 10-2 = lg a*b = lg a/b = lg an = lg a1/n = Вычисление десятичного логарифма на калькуляторе Что же такое логарифм? 0 5 -2 lga+lgb n(lga) Lga-lgb 1/n(lga)

Прологарифмировав выражение [Н+][ОН–] = 1•10–14 , получим lg [Н+] + lg [ОН–] = –14. Для водных растворов выполняется соотношение: рН + рОН = 14. Для нейтральных растворов рН = 7, для кислотных растворов рН 7. Изменение рН на единицу соответствует изменению водородных ионов в 10 раз. Водородный показатель

рН = — lg [H+] [ H+]= 10-7 pH=7 [ H+]= 10-3 pH=3 [ H+]= 10-9 pH=9 Вывод: при рН 7 среда щелочная среда нейтральная среда кислая среда щелочная

Принято считать сильнокислотными растворами те растворы, рН которых равен 1–2, слабокислотными – 4–5, нейтральными – около 7, слабощелочными – 9–10 и сильнощелочными – 12–13. Водородный показатель

Решите задачи Концентрация ионов водорода в растворе равна 10-3 моль/л. Определите рН раствора. Определите концентрацию ионов водорода в растворе, pН которого равен 6. Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, pH которого равен 8? рН одного раствора равен 2, а другого — 6. В л какого раствора концентрация ионов водорода больше и во сколько раз? Окраска лакмуса в растворе с концентрацией ОН-ионов равной 10-5 моль/л — — — + -3 -11 11 3 — — — + 106 10-6 -6 6 — — — + 10-8 10-6 -8 108 — — — + В 1-м в 10 тыс. раз В 2-м в 10 тыс. раз В 1-м в 1 тыс. раз В 2-м в 10 тыс. раз — — — +

Роль воды в химических реакциях Среды водных растворов электролитов