Водородный показатель рН




Формулировка и мотивация темы.

На занятии узнаем о том, как диссоциируют различные электролиты, какие ионы при этом образуются, почему электролиты бывают сильными и слабыми. Также подробно рассмотрим процесс диссоциации самого распространенного вещества на Земле – воды. Раскроем смысл понятия «водородный показатель рН», научимся сами определять его по концентрациям ионов Н+ или ОН-.

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах.

1. Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах всегда образуются катионы Н+.

HNO3 ↔ Н+ + NO3-

Основность кислоты – это число ионов Н+, которое может образоваться при полной диссоциации одной молекулы кислоты.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

I ступень: H2CO3 ↔ Н+ + HCO3-,

II ступень: HCO3- ↔ Н+ + CO32-.

Сумма: H2CO3 ↔ 2Н+ + CO32-

Количество ступеней диссоциации кислоты равно ее основности.

2. Основания – это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах всегда образуются анионы ОН-.

NaОН ↔ Na+ + ОН-.

Кислотность основания - это число ионов ОН-, которое может образоваться при полной диссоциации одной молекулы основания.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

I ступень: Bi(OH)3 ↔ Bi(OH)2+ + ОН-,

II ступень: Bi(OH)2- ↔ Bi(OH)2++ ОН-,

III ступень: Bi(OH)2 ↔ Bi3+ + ОН-.

Сумма: Bi(OH)3 ↔ Bi3+ + 3ОН-.

Количество ступеней диссоциации основания равно его кислотности.

3. Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH4) и анионы кислотных остатков.

KNO3 ↔ K+ + NO3-

а) средние соли – такие соли, у которых все ионы Н+ в кислоте замещены на катионы металлов. Средние соли диссоциируют сразу и полностью.

CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl-.

б) кислые соли – такие соли, у которых не все ионы Н+ в кислоте замещены на катионы металла. Кислые соли диссоциируют ступенчато:

I ступень: КН2РО4 ↔ К+ + Н2РО4-,

II ступень: Н2РО4- ↔ Н++ НРО42-,

III ступень: НРО42- ↔ Н+ + РО43-.

Сумма: КН2РО4 ↔ К+ + 2Н+ + РО43-.

в) основные соли – такие соли, у которых часть кислотных остатков в соли замещена на ионы ОН-. Основные соли диссоциируют ступенчато.

I ступень: Са(ОН)Cl ↔ Са(ОН)+ + Cl-,

II ступень: Са(ОН)+ ↔ Са2+ + ОН-.

Сумма: Са(ОН)Cl ↔ Са2+ + Cl- + ОН-.

Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации.

Электролиты подразделяют на слабые и сильные в зависимости от степени диссоциации. Сильные электролиты диссоциируют полностью (α=0,5 - 1), слабые – частично (α= 0,001-0,5).

Сильные электролиты: некоторые кислоты (сильные кислоты): HNO3, HCl, H2SO4; щелочи (сильные основания) NaOH, KOH, LiOH и др.; все соли.

Слабые электролиты: некоторые кислоты (слабые кислоты) H2CO3, H2S, H2SiO3, H2SO3, HClO; нерастворимые основания (слабые основания): Сu(OH)2, Fe(OH)3 и др.

Но степень диссоциации электролита сильно зависит от его концентрации. Более удобной характеристикой силы электролита является константа диссоциации Кд , которая не зависит от концентрации электролита.

Для равновесия: АВ ↔ А+ + В- константа диссоциации выглядит:

Кд = с(А+)*с(В-)/с(АВ).

Чем меньше Кд, тем меньше концентрация ионов в растворе и больше концентрация нераспавшихся молекул, тем слабее электролит.

Константа диссоциации имеет смысл только для слабых электролитов, т.к. для сильных электролитов величина в знаменателе стремится к 0.

Если электролит диссоциирует ступенчато, то существует Кд для каждой ступени.

I ступень Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4- Кд = с(Н+)*с(Н2РО4-)/с(Н3РО4)=7,52*10-3,

II ступень: Н2РО4- ↔ Н++ НРО42- Кд = с(Н+)*с(НРО42-)/с(Н2РО4-)=6,31*10-8,

III ступень: НРО42- ↔ Н+ + РО43- Кд = с(Н+)*с(РО43-)/с(НРО42-)=1,26*10-12.

Фосфорная кислота разлагается по второй и третьей ступеням гораздо меньше, чем по первой. Т.е в растворе можно найти все частицы: Н+, Н3РО4, Н2РО4-, РО43-.

Диссоциация воды.

Вода – очень слабый электролит: Н2О ↔ Н+ + ОН-

Кд2О) = с(Н+)*с(ОН-)/с(Н2О)

При t=22°C в чистой воде с(Н+)=с(ОН-)=10-7моль/л, при этом с(Н2О)=55,56моль/л

Кд2О) = 10-7*10-7/55,56=1,8*10-16. Т.к концентрация целых молекул Н2О будет постоянной по сравнению со значением в числителе, из выражения для Кд2О) выделяют выражение для ионного произведения воды:

Кв= с(Н+)*с(ОН-)=10-14,

Ионное произведение воды Кв при данной температуре – постоянная величина не только для воды, но и для водных растворов электролитов. При t=22°C Кв = 10-14

Как бы ни менялись в водных растворах концентрации ионов Н+ и ОН-, произведение этих концентраций Кв всегда останется постоянным при данной температуре.

Водородный показатель рН

Если в водном растворе с(ОН-)>>с(Н+), то среда щелочная.

Если с(ОН-)<<с(Н+), то среда кислая.

Если с(ОН-)=с(Н+) = 10-7 моль/л, то среда нейтральная.

рН – количественная характеристика кислотности (основности) среды раствора. Она равна отрицательному десятичному логарифму от концентрации ионов Н+.

рН= - lg c(Н+).

Если среда нейтральная, то с(Н+) = 10-7 моль/л, тогда lg c(Н+)=-7, а рН=7.

Если среда щелочная, то концентрация ионов ОН- увеличивается, а концентрация ионов Н+ уменьшается. Например, с(Н+) = 10-12 моль/л, тогда lg c(Н+)=-12, а рН=12.

Если среда кислая, то концентрация ионов Н+ увеличивается. Например, с(Н+) = 10-3 моль/л, тогда lg c(Н+)=-3, а рН=3.

Шкала рН

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

 
 


кислая среда щелочная среда

 

Реже используется гидроксильный показатель рОН, который равен:

рОН=- lg c(ОН-).

Показатели рН и рОН связаны следующим образом:

рН+ рОН=14

Задача: концентрация НBr в воде равна 0,01моль/л (α=1). Какова концентрация ионов ОН- в этом растворе? Каков рН раствора?

Решение: НBr ↔ Н++ Br-. Если концентрация НBr была 0,01моль/л, а α=1 (т.е. продиссоциировали все молекулы), то и с(Н+)=0,01моль/л=10-2 моль/л.

Если Кв= с(Н+)*с(ОН-)=10-14, то с(ОН-)= Кв/с(Н+)= 10-14/10-2=10-12 моль/л.

рОН=- lg c(ОН-)=- lg c(10-12)=12, если рН+ рОН=14, то рН=14-12=2

Ответ: концентрация ионов ОН- в данном растворе составит 10-12 моль/л, рН=2

Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию среды в растворе можно определить с помощью кислотно-основных индикаторов, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода.

Название индикатора Цвет индикатора в различных средах
кислой нейтральной щелочной
Метиловый оранжевый (метилоранж) Красный (рН<3,1) Оранжевый (3,1<рН <4,4) Желтый (рН>4,4)
Фенофталеин Бесцветный (рН<8) Бледно-малиновый (8<рН <9,8) Малиновый (рН>9,8)
Лакмус Красный (рН<5) Фиолетовый (5<рН <8) Синий (рН>8)

Определение кислотности среды – практически важная аналитическая задача. Многие растворы, используемые в промышленности и сельском хозяйстве, природные объекты (почва), физиологические жидкости (кровь, желудочный сок) должны иметь строго определенное значение рН.

Теоретические вопросы:

1.Дайте определение понятиям «кислота», «основание», «соль» в соответствии с теорией электролитической диссоциации.

2. Что такое основность кислоты? Какова основность H2SO4?, H3PO4? (Ответ: 2, 3)

3. Что такое кислотность основания? Какова кислотность Bi(OH)3?, Ca(OH)2? (Ответ: 3,2)

4. Приведите примеры средней, кислой и основной соли.

5. По какому принципу электролиты подразделяют на сильные и слабые? Приведите примеры сильных и слабых электролитов?

6. Какой показатель является самой удобной характеристикой силы электролита? Почему?

7. Запишите выражение для ионного произведения воды. Чему оно равно при нормальных условиях? Как взаимосвязаны концентрации ионов Н+ и ОН- в водных растворах?

8. Чему равен водородный показатель рН? Каков его смысл?

9. Изобразите шкалу рН. Какова среда раствора, если его рН равен 5,5? 8?

10. Дайте определение понятию «кислотно-основной индикатор». Какие индикаторы вы знаете?



Поделиться:




Поиск по сайту

©2015-2024 poisk-ru.ru
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2019-02-10 Нарушение авторских прав и Нарушение персональных данных


Поиск по сайту: