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. Амфотерность и ее значение в химическом анализе.
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] = 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 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- 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 [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 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 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 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 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 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 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.