Химическая термодинамика 3 страница

Лабораторная работа: Приготовление расворов

Цель работы: Приобрести навыки расчета и приготовления растворов с заданной концентрацией.

Реактивы и лабораторное оборудование:

Концентрированный раствор хлорида натрия.

Посуда: мерный цилиндр, стакан, стеклянная палочка.

Набор ареометров.

Опыт 1. Определение массовой доли растворенного вещества по относительной плотности раствора

Ознакомиться с устройством ареометра и выяснить «цену» одного деления. Получить у преподавателя испытуемый раствор хлорида натрия и налить его в мерный цилиндр. В раствор осторожно опустить ареометр. Отметить по шкале ареометра его показания. Во время наблюдения ареометр не должен касаться стенок цилиндра. Приподняв на 1-2 см ареометр, вновь опустить его в раствор и еще раз определить показания. Раствор вылить обратно в склянку. Ареометр вымыть. По таблице 1 определить массовую долю растворенного вещества (NaCl) в исследуемом растворе.

Таблица 1- Плотность раствора NaCl при 20°С

Опыт 2. Приготовление раствора хлорида натрия заданной концентрации разбавлением водой концентрированного раствора

После получения задания определить плотность исходного раствора, провести расчет и приготовить требуемый раствор смешением вычисленных количеств исходного раствора NaCl и воды. Проверить точность выполненной работы. С этой целью ареометром определить плотность полученного раствора и по таблице 1 найти концентрацию соли, соответствующую данной плотности.

Задачи для самостоятельного решения

36. Сколько мл 40%-ного раствора H₃PO₄, имеющего плотность 1,25 г/мл, требуется для приготовления 400 мл 0,25 М раствора H₃PO₄?

37. Какой объем 4 н. HCl требуется для нейтрализации 10 г NaOH?

38. Вычислите молярную концентрацию раствора серной кислоты, если массовая доля H₂SO₄ в этом растворе 12%. Плотность раствора 1,08 г/мл.

39. Сколько мл 0,4 н. H₂SO₄ можно нейтрализовать прибавлением 800 мл 0,25н. NaOH?

40. Смешаны 800 мл 3 н. KOH и 12 л 12%-ного раствора KOH (ρ=1,1г/мл). Вычислите нормальность полученного раствора.

41. Сколько мл 20%-ного раствора HCl (ρ=1,1г/мл) следует добавить к 4 л 0,6 н. HCl для получения 1 н. раствора?

42. До какого объема следует разбавить водой 2,4 л. 1,6 н. раствора Na₃PO₄ для получения 0,25 н. раствора?

43. Молярность раствора гидроксида калия равна 3,8 моль/л, его плотность 1,17 г/мл. Вычислите массовую долю (%) КОН в этом растворе.

44. Вычислите нормальность следующих растворов: а) 60%-ного раствора уксусной кислоты CH₃COOH (ρ=1,068 г/мл); б) 49%-ного раствора H₃PO₄ (ρ= 1,338г/мл).

45. Какой объем 3 н. H₂SO₄ требуется для нейтрализации 8,415 г KOH?

46. Сколько г 5%-ного раствора AgNO₃ требуется для обменной реакции со 120 мл 0,6 н. раствора AlCl₃?

47. Смешали 400 мл 1,2 н. NaOH и 600 мл 1,8 н. NaOH. Какова нормальность полученного раствора?

48. Сколько мл 2 н. NaOH следует добавить к 0,75 л воды для получения 0,4 н. NaOH?

49. Смешали 3 л 0,1 М H₃PO₄ с 2 л 9%-ного раствора той же кислоты (ρ=1,05 г/мл). Вычислите нормальность полученного раствора.

50. До какого объема следует упарить 3,5 л 0,04 н. KOH для получения 0,1 н. раствора?

51. Хлороводород растворен в 1 л воды. На нейтрализацию 10 мл полученного раствора истрачено 8 мл 0,1 н. раствора NaOH. Сколько л HCl растворено (н.у.) и какова нормальность полученного раствора кислоты?

52. Смешали 15 мл. 2 н. раствора KOH и 10 мл 3н. раствора H₃PO₄. Какую реакцию – кислую, щелочную или нейтральную – будет иметь полученный раствор?

53. Выразить состав полученного раствора через моляльную и молярную концентрации, если 100 мл водного раствора АlCl₃ c молярной концентрацией 1 моль/л и плотностью 1,1 г/мл смешали с 20 мл раствора АlCl₃ с концентрацией 10% и плотностью 1,09 г/мл.

54. Для нейтрализации 120 г гидроксида натрия израсходовали 200 мл раствора серной кислоты. Рассчитайте молярную концентрацию раствора серной кислоты.

55. Какой объём 96%-ной серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл) и какую массу воды нужно взять для приготовления 100 мл 15%-ного раствора H₂SO₄ (ρ = 1,10 г/мл)?

56. Какую массу воды нужно прибавить к 200 мл 30%-ного раствора NaOH (ρ = 1,33 г/мл) для получения 10%-ного раствора щелочи?

57. Найти моляльность, нормальность и молярность 15%-ного раствора H₂SO₄ (ρ = 1,10 г/мл).

58. Какой объём 96%-ной кислоты плотностью 1,84 г/ мл потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора?

59. Для нейтрализации 42 мл H₂SO₄ потребовалось добавить 14 мл 0,3 н. щелочи. Определите молярность раствора H₂SO₄.

Какое количество тонн кристаллизационной воды перевозится, если в вагон погружено 57,2 т десятиводного кристаллогидрата карбоната натрия Na2SO4∙10 Н2О?

Определите массовую долю кристаллизационной воды в дигидрате хлорида бария BaCl2∙2 Н2О.

Сколько граммов семиводного сульфата магния MgSO4∙7 Н2О и воды нужно взять для приготовления 900 г 20%-ного раствора сульфата магния?

Сколько граммов кристаллогидрата хлорида кальция СаСl2∙6 Н2О нужно добавить к 200 мл 5%-ного раствора (r = 0,96 г/мл) хлорида кальция, чтобы получить 20%-ный его раствор?

В воде массой 480 г растворили медный купорос CuSO4∙5 Н2О массой 350 г, содержащей 20 % нерастворимых примесей. Вычислите массовую долю сульфата меди в полученном растворе.

4,9 г серной кислоты содержится в 500 мл раствора. Рассчитайте молярную концентрацию данного раствора.

Рассчитайте массу гидроксида натрия необходимую для получения 2л 0,15 молярного раствора.

К раствору массой 250 г с массовой долей 8% прилили 150 мл воды. Вычислите массовую долю растворенного вещества в полученном растворе.

К раствору массой 250 г, массовая доля соли в котором составляет 10%, добавили 150 г соли. Определите массовую долю вещества в полученном растворе.

10. Для нейтрализации 120 г гидроксида натрия израсходовали 200 мл раствора серной кислоты. Рассчитайте молярную концентрацию раствора серной кислоты.

11. Как приготовить 200 мл 0,1 н раствора соды Na2CO3?

12. Определить молярность 60%-ного раствора серной кислоты с плотностью 1,6 г/мл?

13. Выразить состав полученного раствора через моляльную и молярную концентрации, если 100 мл водного раствора АlCl3 c концентрацией 1 моль/л и плотностью 1,1 г/мл смешали с 20 мл раствора АlCl3 с концентрацией 10% и плотностью 1,09 г/мл.

14. В 94 г воды растворили 6 г хлорида натрия. Рассчитать массовую долю соли в растворе.

15. Какой объем воды нужно добавить к 300 г 10 % - ного раствора сахара, чтобы получить 2%-ный раствор?

Вычи слите, кака я м асса гидроксид а калия потребуетс я дл я ней­

трализации 0,5 л раствора азотной кислот ы с м ассовой доле й

40 % (р = 1,25 г/мл)?

15.На нейтрализацию раствора щелочи объемом, равным 60 мл, израсходовано 35мл раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,5 моль/л. Вычислите молярную концентрацию эквивалента щелочи.

16. К1л соляной кислоты с массовой долей 30% (р = 1,15г/мл) прибавили 2 л воды. Найдите массовую долю кислоты в полученном растворе.

17. Д л я растворения гидроксид а ж елеза(Ш) потребовалос ь 0,3 л раствора азотной кислот ы с м ассовой доле й 30 % (р=1,1 8 г/мл). К ака я м асса исходног о гидроксид а ж елеза(Ш) б ы л а растворена данно й кислотой?

18. Рассчитайте, какой объе м диоксид а углерода (н.у.) можн о по­ лучит ь пр и действии на раствор карбонат а на трия 100 м л сер­ но й кислот ы с молярно й концентрацие й эквивалент а

0,6 моль/л?

Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации и проверка ее титрованием

Пример. Приготовить 100 мл 0,5 Н раствора NaOH из кристаллического NaOH.

1. Определить количество NaOH (m), необходимое для приготовления заданного раствора:

1000 мл – 20 г (0,5 Н) МNaOH = 40

100 мл – m m = 2 г.

2. Взвесить 2 г NaOH, перенести в стакан и добавить примерно 60 мл воды. Стеклянной палочкой тщательно перемешать раствор до полного растворения щёлочи. Раствор перелить в мерную колбу на 100 мл. Стакан сполоснуть небольшим количеством воды (~ 15 мл) и прилить её в ту же колбу с помощью воронки. Объём раствора в цилиндре довести до 100 мл (до метки) и тщательно перемешать.

3. Из мерной колбы отобрать пипеткой 10 мл приготовленного раствора и перенести его в коническую плоскодонную колбу для титрования. В колбу добавить 2…3 капли индикатора (метилоранж) и титровать раствором соляной кислоты до перехода желтого окрашивания раствора в розовый. Титрование повторить три раза, каждый раз точно определяя объем израсходованной кислоты (V1,V2,V3). Затем рассчитать средний объём

.

4. Число грамм-эквивалентов щёлочи в объёме пипетки (10 мл) равно чис-лу грамм-эквивалентов кислоты в объёме Vс.р.. По формуле Vm. Nm = Vk. Nk определить нормальную концентрацию приготовленного раствора щелочи. Сравнить полученные результаты с заданием.

Контрольные вопросы и упражнения

1. Что такое растворы?

2. Что такое компонент раствора? Из каких компонентов состоят растворы? В каких агрегатных состояниях могут находиться компоненты раствора?

3. Дайте определение процессов гидратации и сольватации при растворении.

4. Охарактеризуйте следующие свойства растворов: давление пара над раствором, температуры кипения и замерзания.

5. Какой раствор называется: разбавленным, концентрированным, насыщенным, ненасыщенным, пересыщенным?

6. Что показывает коэффициент растворимости?

7. Назовите условие выпадения из растворов осадков малорастворимых электролитов.

8. Что выражает величина, называемая концентрацией раствора?

9. Дайте определение молярности, моляльности, нормальности, титра, мольной доли и процентной концентрации.

10. Сколько нужно взять гидроксида калия, чтобы приготовить 500 г 8 %-го водного раствора?

11. Сколько граммов соды Na2CO3 нужно, чтобы приготовить 2 л 0,2 М раствора?

12. В 200 г воды растворили 6,37 г хлорида магния. Определите моляльную концентрацию раствора.

13. В 200 мл воды растворили 20 г нитрата калия. Определить массовую долю (%) KNO3.

14. Какую массу (г) 15 % раствора хлорида кальция можно приготовить, имея 170 мл воды?

15. В 175 мл воды растворили 25 г CuSO4. 5H2O. Какая массовая доля (%) CuSO4 в полученном растворе?

16. Какой объем (мл) 94 % раствора серной кислоты (пл.1,837 г/мл) требуется для приготовления 1 л 20 % раствора (пл.1,143 г/мл)?

17. Какую массу (г) сульфата натрия надо добавить к 300 г 10 % раствора, чтобы получить 20 % раствор?

18. В 200 мл воды растворили 5,6 л хлороводорода (н.у.). Определить массовую долю (%) хлороводорода в полученном растворе.

19. Какая масса (г) нитрата калия содержится в 2 л 0,1 М раствора нитрата калия?

20. Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 14 г гидроксида калия в 500 мл раствора.

21. Какой объём (мл) 0,2 М раствора гидроксида калия требуется, чтобы осадить в виде Fe(OH)3 всё железо, содержащееся в 29 мл 1,4 М раствора хлорида железа (III)?

22. Теплота растворения безводного сульфата натрия равна –80,3 кДж/моль, а теплота растворения кристаллогидрата сульфата натрия Na2SO4.10Н2О равна –78,7 кДж/моль. Вычислить теплоту гидратации Na2SO4.

23. Определить теплоту гидратации безводного сульфата цинка, если известно, что теплота его растворения 77,11 кДж, а теплота растворения ZnSO4.7H2O равна –17,67 кДж.

24. К 0,05 л раствора сульфида стронция с молярной концентрацией 0,002 моль/л прилит равный объём раствора сульфата магния с концентрацией 0,004 моль/л. Выпадет ли осадок сульфата стронция?

6. Ионообменные реакции

Реакции в растворах электролитов, при которых не изменяется заряд ионов, входящих в соединения, называются ионообменными. Например, взаимодействие электролитов в состоянии равновесия:

К1А1 + К2А2 D К1А2 + К2А1.

Константа равновесия

(4)

Чтобы узнать, в какую сторону смещено данное равновесие, рассмотрим диссоциацию каждого из 4-х электролитов:

К1А1⇆К1⁺ + А1 - ;

К2А2⇆К2⁺ + А2⁻ ;

К1А2⇆К1⁺+А2⁻ ;

К₂А₁⇆К₂⁺+А₁⁻ .

Подставляя в уравнение (4) вместо концентраций значения К, получим

.

Если К>1, т.е. К₁₁· К₂₂>К₁₂·К₂₁, то равновесие смещено вправо (легче идёт прямая реакция).

Если К<1,т.е. К₁₁·К₂₂<К₁₂·К₂₁, то равновесие смещено влево (в сторону обратной реакции).

При К→ ∞ реакция будет необратимой.

Равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

Ионообменные реакции протекают в растворах электролитов в следующих случаях:

1) если образуется осадок трудно растворимого вещества;

2) если образуется газ (легколетучее вещество);

3) если образуется слабый электролит (плохо диссоциирующее соединение);

4) если образуется комплексный ион.

В уравнениях ионных реакции формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде, слабых – в недиссоциированном.

Примеры:

1.Образование осадков:

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3;

Ag+ + NO₃¯ + Na+ + CI¯ = AgCl + Na+ + NO₃¯;

Ag+ + Cl¯ = AgCl.

2. Образование газов:

Na₂S + H₂SO₄ = Na2SO4 + H2S↑;

2 Na+ + S²¯+2 H+ + SO₄²¯ = H2S↑ + 2 Na+ + SO₄²¯;

2 H+ + S²¯= H₂S↑.

3. Образование слабых электролитов. Чаще всего это – образование воды,

слабого основания или слабой кислоты:

а) образование воды:

NaOH + HCl = H₂O + NaCl;

Na+ + OH⁻ + H+ + Cl⁻ = H₂O + Na+ + Cl⁻;

H+ + OH⁻ = H₂O;

б) образование слабого основания:

NH₄Cl + KOH = NH₄OH + KCl;

NH₄+ + Cl⁻ + K+ + OH⁻= NH₄OH + K++ Cl⁻;

NH₄+ + OH⁻ = NH₄ОН;

в) образование слабой кислоты:

2 CH₃COONa + H₂SO₄ = 2 CH₃COOH + Na₂SO₄;

2 CH₃COO⁻ + 2 Na+ + 2 H+ + SO₄²⁻ = 2 CH₃COOH + 2 Na+ + SO₄²⁻;

CH₃COO⁻ + H+ = CH₃COOH.

4. Образование комплексного иона (например, катиона)

CuSO₄ ∙ 4 H₂O + 4 NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4 H₂O;

[Cu(H₂O)₄]²+ + SO₄²⁻ + 4 NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²+ + SO₄²⁻ + 4 H₂O.

Ионные реакции в растворе

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

Правила составления ионных уравнений реакций

Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

Порядок составления ионных уравнений реакции

Записать молекулярное уравнение реакции:

MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl + Mg(NO3)2.

Определить растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости: MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl↓ + Mg(NO3)2.

Учитывая диссоциацию растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции, записать полное ионное уравнение реакции:

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-.

Составить сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-

Ag+ + Cl- ® AgCl¯.

Условия необратимости реакций ионного обмена

Если образуется осадок (¯) (смотри таблицу растворимости):

Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3

Pb2+ + 2I- ® PbI2¯.

Если выделяется газ (­):

Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2­

CO32- + 2H+ ® H2O + CO2­.

Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O):

Ca(OH)2 + 2HNO3 ® Ca(NO3)2 + 2H2O

H+ + OH- ®H2O.

Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы):

CuSO4 • 5H2O + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O

Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+.

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы («).

Литература: учебник,

10.3. Лабораторная работа: Электролитическая диссоциация

Цель работы: Изучение электропроводности электролитов, химического равновесия в этих растворах, смещения и направленности ионных процессов.

Опыт 1. Электрическая проводимость растворов электролитов

Для изучения электропроводности электролитов используется прибор, состоящий из источника тока, электрической лампочки и двух угольных электродов. Пользуясь данной установкой, сравнить электрическую проводимость 0,1 М растворов: KNO3, КОН, NH4OH, HCl, CH3COOH и воды. Для этого в стакан вместимостью 100 мл поочередно налить 50 мл исследуемых растворов и опустить угольные электроды (перед опусканием электродов в раствор их следует промыть в дистиллированной воде). Отмечая степень накала лампочки, сделать вывод о силе электролита. Написать уравнения диссоциации электролитов. Для слабых электролитов написать выражение Кдис.

Опыт 2. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов

В две пробирки с 0,1 М раствором аммиака добавить 2-3 капли фенолфталеина. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной, а в другую внести небольшое количество хлорида аммония. Сравнить и объяснить окраску индикатора в этой пробирке с окраской в контрольной пробирке. Написать уравнение диссоциации в растворе аммиака и хлорида аммония. Сделать вывод о смещении равновесия в растворе слабого электролита и влиянии одноименных ионов на смещение равновесия.

Опыт 3. Направление обменных ионных процессов в растворах электролитов

а) Образование осадка

Получить гидроксиды меди (II) и никеля (II). Для этого к растворам соответствующих солей добавить (по каплям) раствор щелочи до образования осадка.

б) Образование газообразного вещества

Исходя из соответствующих растворов солей, получить по обменной реакции карбонат бария.

Растворить карбонат бария в растворе соляной кислоты. Обратить внимание на образование газообразного продукта.

в) Образование малодиссоциирующего соединения

В пробирку с раствором ацетата свинца (II) прилить раствор серной кислоты. Обратить внимание на характерный запах уксусной кислоты.

Составить уравнения наблюдаемых реакций в молекулярном и ионном виде. Объяснить, почему эти реакции протекают практически необратимо и до конца. Обосновать расчетом DG реакций.

Лабораторная работа: Ионообменные реакции

Цель работы: Получение сильных малорастворимых и слабых электролитов.

Оборудование и реактивы: Пробирки. Кусочек мела. Хлорид аммония (крист.). Разбавленные растворы: хлорида бария, сульфата натрия, нитрата свинца, хлорида калия, йодида калия, соли железа (II), соли меди (II), сульфида аммония, ацетата натрия, дихромата калия, хлорида магния, аммиака, соляной и серной кислот.

Опыт 1. Ионные реакции с образованием осадков

Налить в три пробирки по 2-3 капли раствора хлорида бария и добавить в одну из них несколько капель раствора сульфата натрия, в другую – раствора серной кислоты, в третью – раствора сульфата аммония. Наблюдать появление одинакового осадка. Составить уравнение реакции. Что можно сказать о сущности реакций в проделанном опыте?

Опыт 2. Образование осадков и произведение растворимости

В две пробирки налить по 3-4 капли 0,005 М раствора нитрата свинца. В одну из них прибавить такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объём 0,05 М раствора йодида калия. В какой из пробирок выпал осадок? Объяснить полученный результат, используя значения произведения растворимости. Составить уравнение реакций.

Опыт 3. Ионообменная реакция с образованием газа

В пробирку поместить кусочек мела (CaCO₃) и прибавить столько разбавленной соляной кислоты, чтобы весь мел погрузился в раствор. Наблюдать выделение газа. Составить уравнение реакции.

Опыт 4. Образование сульфидов железа и меди и их растворимость в соляной кислоте

В пробирку внести 2-3 капли раствора соли железа (II), в другую – 2-3 капли раствора соли меди (II). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора сульфида аммония до появления осадков. Затем прилить к осадкам немного соляной кислоты. Какой из осадков растворяется? Составить уравнения реакций. Объяснить различие в растворимости осадков, используя значения произведения растворимости (см. приложение 2).

Опыт 5. Получение хромата бария

Внести в пробирку 2-3 капли раствора хлорида бария и 5…6 капель раствора ацетата натрия. Затем прибавить 4-6 капель раствора хромата калия. При этом выпадает жёлтый осадок хромата бария, не растворимый в уксусной кислоте. Составить уравнение реакции.

Опыт 6. Взаимодействие гидроксида магния с хлоридом аммония

В две пробирки внести по 2-3 капли раствора хлорида магния. В одну пробирку добавить 5-6 кристаллов хлорида аммония и, встряхивая, добиться их растворения. Затем в каждую из пробирок добавить по 8-10 капель раствора гидроксида аммония. Объяснить, почему осадок выпадает в пробирке, в которой отсутствует хлорид аммония (см. пояснения к опыту 4).

Контрольные вопросы и упражнения

1. Дать определение ионообменных реакций.

2. Написать в ионной форме следующие уравнения реакций:

Pb(NO₃)₂ + CaJ₂ →

CaCO₃ + HCl →

FeCl₃ + Ba(OH)₂ →

CH₃COOH + K₂CO₃ →

3. Как изменится растворимость осадка при добавлении одноимённого иона?

4. По ионным уравнениям составить уравнения в молекулярной форме

(анион - NO₃⁻, катион Na⁺)

2 Ag⁺ + CrO₄²⁻ = Ag₂CrO₄;

H⁺ + CH₃COO⁻ = CH₃COOH;

2 Al³⁺ + 3S²⁻ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S.

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидролиз солей

Вода является слабым электролитом, который диссоциирует на ионы:

H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻ или, точнее 2 H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH⁻.

Концентрация образующихся гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов невелика. При 22°C она составляет 10⁻⁷ моль/л.

Запишем выражение константы диссоциации воды

· (5)

Учитывая, что концентрация воды мало меняется при диссоциации, [H₂O] можно считать постоянной величиной и включить в константу:

KВ = Kд · [H₂O] = [H⁺] · [OH⁻]. (6)

Это произведение называется ионным произведением воды. При 22°C эта константа равна 1·10⁻14

KВ = [H⁺] · [OH⁻] = 1·10⁻14. (7)

Ионное произведение воды – постоянная величина как для чистой воды, так и водных растворов различных электролитов, и она часто используется в аналитических расчётах.

Пример. Вычислите концентрацию [OH⁻] в 0,01 М бромистоводородной кислоты, приняв степень ее диссоциации за 100 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты HBr ⇄ H⁺ + Br⁻.

По формуле (3) рассчитываем концентрацию [OH⁻]

.

Водородный показатель. По кислотно-основным свойствам растворы обычно делят на кислые, нейтральные и щелочные. Это лишь качественная характеристика кислотности (основности) среды. Для количественной характеристики можно использовать молярную концентрацию ионов водорода. Удобно кислотность (основность) водных растворов выражать через десятичный логарифм концентрации ионов H+, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем, её обозначают символом pH:

pH = - lg[H⁺]. (8)

Если раствор нейтральный, т.е. [H⁺] = [OH-], то pH = 7. В кислом растворе [H⁺]>[OH⁻], следовательно, рН<7, в щелочном растворе [H⁺]<[OH⁻] и pH>7.

Пример. Считая диссоциацию гидроксида калия в воде полной, вычислите рН 0,001 М раствора KOH.

Решение. Определяем молекулярную концентрацию гидроксид-ионов в растворе

[OH⁻] = [KOH] · α · N(OH⁻),

где α - степень диссоциации; N(OH⁻) – число ионов (OH⁻), образующихся при разложении одной молекулы KOH.

[OH⁻] = 0,001·1·1 моль/л = 10⁻³ моль/л.

Используя ионное произведение воды, находим концентрацию иона водорода

,

а затем водородный показатель

pH = -lg[H+] = -lg(1·10⁻¹¹) = 11.

Значение pH растворов можно экспериментально определить при помощи кислотно-основных индикаторов – веществ, которые изменяют окраску в зависимости от концентрации водородных ионов.

Каждый индикатор характеризуется определёнными интервалами pH раствора, при которых он изменяет свой цвет. Изменение цвета лакмуса от красного до синего происходит при pH от 5 до 8, метилового оранжевого – от розового до жёлтого – при pH от 3,1 до 4,4, фенолфталеина – от бесцветного до малинового – при pH от 8,3 до 9,8. Эти интервалы значений pH называются областями перехода индикатора. Более точно pH раствора измеряется с помощью электрического прибора – pH-метра (потенциометра).

Изменение характера среды раствора происходит не только в результате добавления к воде кислоты или щёлочи, но и при растворении некоторых солей (гидролиза солей).

Гидролиз солей – химическое взаимодействие ионов солей с водой, во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды (из нейтральной в кислую или щелочную).

Причина гидролиза лежит в том, что ионы соли с ионами воды образуют малодиссоциирующие комплексы (ионы или молекулы). Реакции гидролиза всегда направлены в сторону образования таких комплексов.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: