На головну

Дисоціація води. Водневий показник

  1. II. Показник відносного розсіювання.
  2. VII. Електролітична дисоціація. Ступінь електролітичноїдисоціації. Іонний добуток води. твір розчинності
  3. Адсорбція бутанола на поверхні води.
  4. Аналіз представлених спектрів дозволяє зробити наступні висновки.
  5. АСОЦІАЦІЯ І ДИСОЦІАЦІЯ
  6. Балів показник S знаходиться в межах від 0,75 до 1,00.
  7. Безводопроводное протипожежне водопостачання. Пристрої для забору води.

Чиста вода погано проводить електричний струм, але все ж має вимірної електропровідністю, яка пояснюється частковою дисоціацією молекул Н2Про на іони водню і гідроксид-іони:

Н2О Н+ + ОН-

За величиною електропровідності чистої води можна обчислити концентрацію в ній іонів Н+ і ОН-. при 25оЗ вона дорівнює 10-7 моль / л.

Константа дисоціації Н2Про розраховується наступним чином:

Перепишемо це рівняння:

Слід підкреслити, що дана формула містить рівноважні концентрації молекул Н2О, іонів Н+ і ОН-, Які встановилися на момент настання рівноваги в реакції дисоціації Н2О.

Але, оскільки ступінь дисоціації Н2Про дуже мала, можна вважати, що концентрація недіссоціірованних молекул Н2Про в момент настання рівноваги практично дорівнює загальній початковій концентрації води, тобто 55,56 моль / дм3 (1 дм3 Н2Про містить 1000 г Н2Про або 1000: 18 ? 55,56 (молей). У розбавлених водних розчинах можна вважати, що концентрація Н2Про буде такою ж. Тому, замінивши в рівнянні (42) твір двох постійних величин  нової константою  (або KW), Будемо мати:

Отримане рівняння показує, що для води і розбавлених водних розчинів при незмінній температурі твір молярних концентрацій іонів водню і гідроксид-іонів є величина постійна. Вона називається інакше іонним твором води.

У чистій воді при 25оС .
Тому для зазначеної температури:

При збільшенні температури значенні  зростає. при 100оЗ воно досягає 5,5 • 10-13 (Рис. 34).

Мал. 34. Залежність константи дисоціації води Kw
від температури t (° С)

Розчини, в яких концентрації іонів Н+ і ОН- однакові, називаються нейтральними розчинами. В кислих розчинах більше міститься іонів водню, а в лужних - Гідроксид-іонів. Але якою б не була реакція середовища в розчині, твір молярних концентрацій іонів Н+ і ОН- залишиться постійним.

Якщо, наприклад, до чистої Н2Про додати кілька кислоти і концентрація іонів Н+ при цьому збільшиться до 10-4 моль / дм3, То концентрація іонів ОН-, Відповідно, знизиться так, що твір  залишиться рівним 10-14. Отже, в цьому розчині концентрація гідроксид-іонів буде дорівнює 10-14 : 10-4 = 10-10 моль / дм3. Цей приклад показує, що якщо концентрація іонів водню у водному розчині відома, то тим самим визначена і концентрація гідроксид-іонів. Тому реакцію розчину можна кількісно охарактеризувати концентрацією іонів Н+:

нейтральний розчин ®

кислий розчин ®

лужний розчин ®

На практиці для кількісної характеристики кислотності або лужності розчину використовують не молярна концентрація в ньому іонів Н+, А її негативний десятковий логарифм. Ця величина називається водневим показником і позначається через рН:

рН = -lg [H+]

Наприклад, якщо  , То рН = 2; якщо  , То рН = 10. У нейтральному розчині рН = 7. У кислих розчинах рН <7 (і тим менше, ніж «кислі» розчин, тобто, чим більше в ньому концентрація іонів Н+). У лужних розчинах рН> 7 (і тим більше, ніж «лужні» розчин, тобто, чим менше в ньому концентрація іонів Н+).

Для вимірювання рН розчину існують різні методи. Дуже зручно приблизно оцінювати реакцію розчину за допомогою спеціальних реактивів, званих кислотно-основними індикаторами. Забарвлення цих речовин в розчині змінюється в залежності від концентрації в ньому іонів Н+. Характеристика деяких найбільш поширених індикаторів представлена ??в таблиці 12.

Таблиця 12. Найважливіші кислотно-основні індикатори

 Назва індикатора  Колір індикатора в різних середовищах
 в кислому  в нейтральній  в лужному
 металевий червоний  червоний рН <4,2  помаранчевий 4,2 <рН <6,3  жовтий рН> 6,3
 фенолфталеїн  безбарвний рН <7  безбарвний 7  малиновий рН> 8
 лакмус  червоний рН <5  фіолетовий 5  синій рН> 8

З таблиці 12 слід, що за допомогою індикаторів ми можемо визначити не точне значення рН розчину, а той інтервал, усередині якого це значення може перебувати.

Існує також універсальний індикатор, за допомогою якого можна визначити приблизне значення (з точністю до одиниці) рН розчину в широкому інтервалі від 0 до 14.

Для багатьох хімічних і біологічних процесів величина рН розчину має велике значення. Так, рН крові людини має строго постійне значення 7,36 ± 0,04. Відхилення від нього в ту чи іншу сторону навіть на незначну величину призводить до розвитку в організмі різних патологічних (хворобливих) процесів, які можуть завершитися летальним результатом. Рослини нормально ростуть, якщо значення рН ґрунтового розчину лежить в певному інтервалі, характерному для даного виду рослини. Від величини рН залежать і властивості природних вод, зокрема, їх корозійна активність.


Теорія кислот і підстав.
буферні розчини




Таким чином, відповідно до закону Рауля тиск насиченої пари розчинника над розчином прямо пропорційно мольної частці розчинника. | Розчини замерзають при більш низькій температурі, ніж чистий розчинник. | Таким чином, розчини різних за своєю природою речовин, але з однаковою моляльній концентрацією будуть кипіти і замерзати при одній і тій же температурі. | Застосування методів кріоскопії і ебулліоскопіі | Колігативні властивості електролітів. Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа | Електролітична дисоціація | Загальна характеристика електролітів | слабкі електроліти | Ступінь дисоціації слабкого електроліту зменшується, якщо внести в його розчин навіть у невеликій кількості сильний електроліт, що містить в своєму складі однойменні іони. | сильні електроліти |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати