- •Контрольная работа 2.2
- •Тема 7. Растворы и дисперсные системы Оглавление
- •Тема 7. Растворы и дисперсные системы 1
- •Основные понятия и определения. Структура темы
- •Классификация растворов
- •Структура темы
- •Дисперсные системы (смеси) их виды
- •Грубодисперсные системы
- •Тонкодисперсные системы (коллоидные растворы)
- •Высокодисперсные системы (истинные растворы)
- •Концентрация, способы ее выражения
- •Растворимость веществ.
- •Способы выражения концентрации растворов.
- •Процентная
- •Молярная
- •Нормальная
- •Моляльная
- •Мольная доля
- •Физические законы растворов
- •Закон Рауля
- •Изменение температур замерзания
- •Изменение температур кипения
- •Закон Генри
- •Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление
- •Контрольная работа 3.1
- •Идеальные и реальные растворы.
- •Активность – концентрация для реальных систем
- •Теория растворов
- •Физическая теория
- •Растворение соли в воде
- •Химическая теория
- •Теория электролитической диссоциации
- •Растворы электролитов
- •Константа диссоциации
- •Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- •Электролитическая диссоциация воды
- •Ионное произведение воды
- •Водородный показатель. Кислотность и основность растворов
- •Кислотно-основные индикаторы
- •Окраска важнейших кислотно-основных индикаторов в различных средах
- •Реакции ионного обмена.
- •Образование слабого электролита
- •Выделение газа
- •Образование осадков
- •Условие образования осадка. Произведение растворимости
- •Гидролиз солей
- •Смещение равновесия при гидролизе
-
Электролитическая диссоциация воды
Вода является очень слабым амфотерным электролитом:
H2O H+ + OH- ; H 56 кДж. (7.6.8.)
Свободные ионы водорода H+ не способны к существованию в водном растворе - они мгновенно гидратируются водой до гидратов переменного состава (H2n+1O n +). Однако, для простоты записи часто используют обозначение H+:
Константа диссоциации воды равна:
(7.6.9.)
В воде и разбавленных водных растворах электролитов молярная концентрация воды практически постоянна и равна
где 1000 - масса 1 л воды, г; 18 - молярная масса воды, г/моль.
-
Ионное произведение воды
Произведение [H+]·[OH-] можно считать постоянным:
KВ[H2O] = [H+]·[OH-] = 1,8·10-16·55,6 = 1·10-14 (моль/л)
Произведение равновесных концентраций ионов водорода и гидроксила в воде и разбавленных водных растворах (при постоянной температуре) есть величина постоянная - ионное произведение воды (KВ).
KВ = [H+]·[OH-] = 1·10-14 при 25 С
При увеличении температуры KВ значительно возрастает:
t, С |
0 |
18 |
25 |
30 |
50 |
60 |
KВ·1014 |
0,1139 |
0,5702 |
1,0008 |
1,469 |
5,474 |
9,614 |
Следовательно, в чистой воде при 25 ° С
[H+] = [OH-] = 1·10-7 моль/л.
В водных растворах электролитов молярные концентрации ионов H+ и OH- не обязательно равны 10 моль/л (как в чистой воде), но их произведение при 25 С всегда равно 1·10-14. Следовательно, если задано значение [H+], то легко определить и [OH-], и наоборот:
В кислых растворах преобладает концентрация ионов H+:
[H+] > [OH-], т.е. [H+] > 1·10-7 и [OH-] < 1·10-7 моль/л.
В основных растворах преобладает концентрация ионов [OH ]:
[OH-] > [H+], т.е. [OH-] >1·10-7 и [H+] < 1·10-7 моль/л.
-
Водородный показатель. Кислотность и основность растворов
Для удобства вместо значений [H+] используют водородный показатель pH.
Водордный показатель есть отрицательный десятичный логарифм числового значения молярной концентрации ионов водорода:
pH = -lg[H+]
По аналогии используют гидроксильный показатель (pOH):
pOH = -lg[OH-]
Поскольку KВ = [H+]·[OH-] = const при T = const, то pH + pOH = -lg KВ = f(T).
При 25 С pH + pOH = -lg 1·10-14 = 14, или pH = 14 - pOH.
Величина pH используется как мера кислотности, нейтральности или основности водных растворов:
в кислой среде pH < 7,
в нейтральной среде pH = 7,
в основной среде pH > 7.
Значение pH может быть больше 14 (очень щелочная среда) или отрицательным (очень кислая среда) только при очень больших концентрациях (>10 М/л). Поскольку такие концентрации используются крайне редко, считается, что 0 < рН < 14.
-
Кислотно-основные индикаторы
Существуют различные методы определения концентрации ионов водорода (и, соответственно, гидроксид-ионов). Один из простейших методов основан на использовании кислотно-основных индикаторов. В качестве таких индикаторов служат органические кислоты и основания, которые резко изменяют свою окраску в определенном узком интервале pH. Обычно стараются подобрать индикатор с узким интервалом перехода (не более двух единиц pH). В табл.6.3 показаны интервалы перехода окраски важнейших кислотно-основных индикаторов.
Часто используют смеси индикаторов - универсальные индикаторы, которые способны многократно изменять окраску: определенному интервалу pH (иногда узкому, до 0,2 единиц) отвечает характерная окраска, присущая одному из индикаторов смеси. Наиболее точным методом определения pH является потенциометрический, основанный на измерении зависимости потенциала электрода от концентрации ионов водорода в исследуемом растворе.
Таблица 6.3.