Электролитическая диссоциация воды Константа диссоциации воды – ионное

Скачать презентацию Электролитическая диссоциация воды Константа диссоциации воды – ионное Скачать презентацию Электролитическая диссоциация воды Константа диссоциации воды – ионное

40-elektroliticheskaya_dissociaciya_vody.pptx

  • Количество слайдов: 12

>Электролитическая диссоциация воды Константа диссоциации воды – ионное произведение воды. Водородный показатель – рН. Электролитическая диссоциация воды Константа диссоциации воды – ионное произведение воды. Водородный показатель – рН. Амфотерность и ее значение в химическом анализе.

>По уравнению электролитической диссоциации воды видно, что вода типичный электролит, проявляющий амфотерные свойства: Н2О По уравнению электролитической диссоциации воды видно, что вода типичный электролит, проявляющий амфотерные свойства: Н2О ↔ 2Н+ + ОН- ион Н+ - носитель кислотных свойств, ион ОН- - обуславливает щелочные свойства воды Как видно из уравнения диссоциации в жидкой воде концентрация ионов водорода приблизительно равна концентрации ионов гидроксила и поэтому можно написать, что в воде [Н+] = [ОН-]

>Применив закон действующих масс к равновесной системе электролитической диссоциации воды получим: [Н+][ОН-] / [Н2О] Применив закон действующих масс к равновесной системе электролитической диссоциации воды получим: [Н+][ОН-] / [Н2О] = К, т. е. получаем константу электролитической диссоциации воды. Подобные процессы называют реакциями автопротолиза, в этих реакциях одна молекула амфипротного растворителя ведет себя как кислота, а другая как основание. Вычисления по электрической проводимости показали, что концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в воде оказалась равна 10-7 моль/л при 220С. Преобразуя это уравнение, получаем [Н+]•[ОН-] = [Н2О]•К. Но степень диссоциации воды очень мала, и концентрацию ее недиссоциированных молекул в любом разбавленном водном растворе можно считать величиной постоянной.

>Т. о. в правой части уравнения находятся 2-ве постоянные величины: [Н2О] – концентрация недиссоциированных Т. о. в правой части уравнения находятся 2-ве постоянные величины: [Н2О] – концентрация недиссоциированных молекул воды и К – константа диссоциации. Но произведение 2-х постоянных величин есть также величина постоянная. Поэтому заменив [Н2О]•К новой константой, получим [Н+] [ОН-] = КН2О. Следовательно, как бы не изменялись концентрации ионов Н+ и ОН- в воде или в разбавленном водном растворе, произведение их остается величиной практически постоянной. Эту величину называют ионным произведением воды. Числовое значение этой константы нетрудно найти, подставив в уравнение значения концентраций водородных и гидроксид-ионов в воде: КН2О = [Н+][ОН-] = 10-710-7 = 10-14

>Реакцию того или иного раствора принято характеризовать концентрацией водородных ионов, т.к. концентрацию ионов ОН- Реакцию того или иного раствора принято характеризовать концентрацией водородных ионов, т.к. концентрацию ионов ОН- легко вычислить, исходя из ионного произведения воды. Всякий раствор будет называться нейтральным, если в нем при комнатной температуре [Н+] = [ОН-] = 10-7 г-ион/л. Для кислых растворов справедливо условие [Н+]>[ОН-]; [Н+]>10-7 г-ион/л, [ОН-]<10-7. Для щелочных растворов справедливо - [Н+]<[ОН-]; [Н+]<10-7, [ОН]<10-7 г-ион/л.

>Например, если концентрация ионов водорода в растворе равна 10-3 г-ион/л, реакция среды кислая, величину Например, если концентрация ионов водорода в растворе равна 10-3 г-ион/л, реакция среды кислая, величину [ОН-] в таком растворе можно рассчитать из уравнения ионного произведения воды: [Н+][ОН-] = 10-14г-ион/л, следовательно, [ОН-] =10-14/[Н+] = 10-14/10-3=10-11 г-ион/л.

>Зная экспериментальные табличные данные ионного произведения воды можно решать различные задачи. В практике применяют Зная экспериментальные табличные данные ионного произведения воды можно решать различные задачи. В практике применяют водородный показатель – рН, отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН= -lg [Н+]. Т. о. нейтральная среда рН=7, кислая рН<7, щелочная рН>7. Чем меньше величина рН, тем больше концентрация водородных ионов, тем больше кислотность раствора. Кислотность раствора растет с уменьшением рН, в то время как щелочность возрастает с его увеличением. Все сказанное наглядно видно, если изобразить значения рН в виде схемы.

>Наряду с водородным показателем нередко применяют гидроксильный показатель рОН= -lg [ОН-]. Если уравнение ионного Наряду с водородным показателем нередко применяют гидроксильный показатель рОН= -lg [ОН-]. Если уравнение ионного произведения воды [Н+][ОН-] = 10-14 прологарифмировать, а затем поменять у логарифмов знаки на обратные, то получим рН + рОН= рКН2О=14, где рКН2О= --lgКН2О=-lg10-14=14. Отсюда следует, что в любом водном растворе действительно соотношение рН= рКН2О – рОН = 14 – рОН (при 250 С)

>Используя эти уравнения можно решать различные задачи: вычислять рН растворов кислот и оснований, вычислять Используя эти уравнения можно решать различные задачи: вычислять рН растворов кислот и оснований, вычислять концентрацию ионов Н+ и ОН- по известным значениям рН и обратно. При расчете водородного показателя среды водных растворов сильных кислот и оснований следует учитывать необратимость процесса их электролитической диссоциации (б=1). Концентрация ионов Н+ в растворах одноосновных сильных кислот и концентрация ионов ОН- в растворах одноосновных щелочей численно равна молярности растворов. Например, концентрация ионов Н+ в 0,001М растворе НС1 равна 0,001 моль/л, а концентрация ОН- в 0,01М растворе NаОН равна 0,01 моль/л.

>Для приблизительного определения рН среды в ходе качественного анализа чаще всего пользуются индикаторами: метиловым Для приблизительного определения рН среды в ходе качественного анализа чаще всего пользуются индикаторами: метиловым оранжевым, метиловым красным, лакмусом, фенолфталеином, феноловым красным, малахитовым зеленым и др. К отдельным пробам испытуемого раствора добавляют по 1 – 2 капли раствора каждого индикатора. При этом нужно знать какую окраску имеет используемый индикатор в зависимости от рН среды.

>Буферными  системами (буферами) называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации ионов Буферными системами (буферами) называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации ионов водорода как при добавлении кислот или щелочей, так и при разведении. Классификация буферных систем

>Контрольные вопросы Чему равна концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в воде при 220С? Чему Контрольные вопросы Чему равна концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в воде при 220С? Чему равно ионное произведение воды? Чему равна концентрация ионов водорода и ионов гидроксида в растворе сильных одноосновных кислот и оснований? Дайте определение понятия «буферный раствор». Д/З конспект, стр. 49, п.3.1.1.