Subiect - 8 soluții acide
· Teoria Arrhenius de disociere electrolitic.
· Hidroliza și sare electroliza topiturilor și soluții de sare.
· Reacții de schimb de înregistrare ecuație de ioni
· Se determină aciditatea soluției de acid - indicatori de bază.
· Constitui o ionică hidroliză completă și redusă ecuația sărurilor.
· Prezicerea mediului de reacție în soluții saline.
· Pentru a rezolva problema privind concentrarea soluțiilor.
8.1. Acizi, baze și săruri ca electroliti
Știți deja că soluțiile de acizi, baze și săruri conduc curentul electric. Prin urmare, aceste substanțe - electroliți. Scriem ecuația din nou de disociere a acestor substanțe:
Având în vedere aceste ecuații, se poate observa că proprietățile acide manifestă datorită prezenței lor în soluțiile lor de ioni de hidrogen. Proprietățile comune sunt determinate baze ionilor OH (hidroxid de ioni). A Proprietăți sare - ioni metalici și anioni.
Acum amintesc cum am folosit în studiul teoriei atomice și moleculare definește aceste clase de substanțe. Acizii am numit substanta complex compus din molecule care sunt atomi de hidrogen și grupări acide.
Motivele am numit substanțe complexe compuse din molecule care conțin atomi de metal și gidroksogrupp. Acum că știm că aceste substanțe disocia în apă, putem da aceste substanțe noi definiții.
Acizi - substanțe complexe în soluții în cazul în care nu există alte decât ioni de hidrogen cationi.
Baze - substanțe complexe în soluții care nu ai alți anioni cu excepția hidroxid - ioni.
Sărurile - substanțe complexe care se disociază în apă se formează cationi metalici și anioni de reziduuri acide.
Ne îndreptăm acum atenția spre disocierea acizilor polibazici. Am înregistrat ecuația de disociere după cum urmează:
Trebuie avut în vedere faptul că această ecuație exprimă procesul de disociere totală. Natura acestor etape de disociere acidă:
In mod similar, în trepte disocia și mnogokislotnye bază:
În funcție de numărul de atomi de hidrogen din acidul polibazic este înlocuit de metal, săruri acide disting medii și:
Când disocierea sărurilor acide de adiție în soluția cationilor metalici apar, de asemenea cationi de hidrogen.
8.2 Gradul de disociere (ionizare)
În soluție apoasă, unii electroliți disociază complet în ioni. Alți electroliți disociază parțial în ioni. O mare parte a moleculelor rămâne în soluție în formă nedisotsiirovannom. În soluțiile de electroliți sunt prezente simultan și ionii și moleculele de solut nedisociat. Noi folosim termenul „grad elektroliticheskoydissotsiatsii“ Pentru a cuantifica caracteristicile raportului de molecule electrolitice disociate și nedisociate.
Pentru fiecare grad de disociere electrolitica a electrolitului este determinată empiric prin măsurarea conductivității unei soluții apoase.
Gradul de disociere notat „OS“ litera și este adesea exprimată ca procent, cel puțin în fracțiile unei unități. disociere Stepenelektroliticheskoy este raportul dintre molecule care sunt împărțite în ioni la un total de molecule de electrolit dizolvat:
unde n - numărul de molecule de dezintegrată în ioni; N - numărul total de molecule de solut.
Gradul de disociere în funcție de natura solventului și natura solutului.
Una și aceeași substanță în aceiași solvenți se pot comporta ca un electrolit, în altele - cum ar fi neelektrolit. De exemplu, moleculele de acid sulfuric H2S04 bine disocia în apă, în etanol mai slab și nu se disociază în benzen. Acest lucru se datorează faptului că apa este unul dintre solvenții mai polari, etanol - ușor polare, și benzen - solvent nepolar.
Deoarece, în practică, ca apa de solvent cel mai frecvent utilizate, electroliți considera clasificarea în funcție de gradul de disociere în soluții apoase.
In gradul de ionizare influențată de tipul legăturii chimice în moleculele de electrolit. Electroliții care diferă unul de altul un tip de legătură chimică disociază în soluție apoasă la diferite grade. Astfel, pentru electroliți cu legături covalente ionice sau puternic polari în disociere a apei are loc aproape în întregime. Aceste electroliți sunt numite puternice.
Astfel, electroliți puternici - acești electroliți, pentru care gradul de disociere în soluție apoasă este de 1 (100%). Pentru electroliți puternici includ:
1. Aproape toate sărurile;
2. Acizi - HCIO4, NSlO3, HN03, H2S04, HMn04, H2Cr207, HI, HBr, HK1, H2Cr04;
3. Alkali - LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, Ca (OH). Sr (OH) 2, Ba (OH) 2.
Acizii și bazele sunt electroliți puternici sunt acizi tari si baze tari.
Electrolitii cu un obligațiuni slab polare parțial disociate în apă. Gradul de ionizare depinde de gradul de polaritate a obligațiunilor în moleculele lor. complet Electrolitii nu se disocieze numit slab.
Prin urmare, electroliți slabi - acești electroliți, pentru care gradul de disociere în soluție apoasă este mai mică de 1 (100%).
electroliți slabe includ:
1. Acid slab - HC10 „NSYU, HN02, N2SOe, H2Si03, H3P04, HF, H3B03 ;. CH3COOH, H2S, HCN, etc.;
2. bază slabă slab solubil în apă și hidroxizi AMFO-Terni: Fe (OH) 2 Fe (OH) 3, Cu (OH) 2 Pb (OH) 2 Al (OH) 3, Cr (OH) 3;
El ar trebui să fie confundat cu solubilitatea substanței calității sale de membru în electroliți puternici și slabi. De exemplu, clorura de argint AgCl are o solubilitate foarte scăzută în apă. Cu toate acestea, toată sarea solubilă este în soluție sub formă de ioni de Ag + și Cl-, însă AgCl se referă la numărul de electroliți puternici.
Pe de altă parte, de exemplu, amoniac gazos NH3 este foarte solubil în apă, dar numai o parte din molecule de NH3 vzaimodeystvut cu apă pentru a forma ioni NH4 + și OH-. Aceasta înseamnă că hidroxidul de amoniu este un electrolit slab.
Gradul de disociere a electroliților slabi afectează mai mulți factori.
1. Gradul de ionizare depinde de concentrația de electrolit în soluție. Diluarea soluției conduce la Po-
gradul de vyshen disociere a electrolitului. Acest lucru se datorează faptului că, cu o scădere a concentrației sale scade probabilitatea de a întâlni ionilor în soluție.
Creșterea concentrației de electrolit în soluția reduce gradul de ionizare.
Mai slabe electrolit, cu atât mai mult crește gradul de disociere ca soluția de diluare.
o schimbare a temperaturii soluție de electrolit afectează, de asemenea, gradul de ionizare.
Pe măsură ce temperatura crește gradul de disociere a creșterilor de electrolit. Acest lucru se datorează faptului că odată cu creșterea temperaturii energia moleculelor crește, legătura chimică din ele este redusă, ceea ce facilitează procesul de disociere a electroliților, adică dezintegrarea în ioni. Invers, scăderea temperaturii reduce gradul de ionizare al electrolitului.
În plus, afectează gradul de disociere a ionilor ca la o soluție a unui electrolit slab.
De exemplu, dacă o soluție de acetat de sodiu de acid acetic val CH3COONa, adică crește concentrația de acetat - ion echilibrul este un proces reversibil de disociere acid acetic în conformitate cu principiul Le Chatelier este deplasat spre stânga. Prin urmare, gradul de disociere a acidului acetic scade.
8.3. Disocierea de apă. pH
Apa ca un electrolit slab disociază ușor în ioni H + și OH-, care sunt în echilibru cu molecule nedissotsiirovannymk;
Cum. văzută din ecuația de disociere a apei, concentrația ionilor în ea | H +] și [OH -] sunt identice. Experimentele au arătat că în 1 litru de apă la temperatura camerei (22 ° C), 10 sunt supuse numai disociere
7 mol, și formând astfel o 10 „7 mol / l H - și 10 7 mol / l ioni OH +.
Produsul concentrațiilor de ioni de hidrogen și hidro-ksid isnov e-apă numit produs ionic al apei (notat K () La o anumită temperatură Ap - constantă numerică valoarea la 22 „C egal] 0“:..
Constanța produsului [H +] și [OH ^ înseamnă că ionii de soluție apoasă sau hidrogen de concentrație de ioni sau gidrokisid concentrație nu poate fi egal cu zero. Cu alte cuvinte, orice acid, bază apoasă sau sare conține ca ioni H + și ioni de hidroxid OH „“. Într-adevăr, pentru apa pură [H +] = [OH ""] = 10 „7 mol. Dacă se adaugă acidul, ionii [N1 '] va fi mai mare de 10" 7. A [OH'] este mai mic de 10 7 mol / l. Pe de altă parte, în cazul în care substanța alcalină este adăugată în apă, apoi [H +] devine mai mică de 10 -7. și [OH] este mai mare de 10 -7 mol / l.
Din constanța produsului [H „] și [OH], rezultă că, prin creșterea concentrației de un ion din apă este concentrația altor ioni redus în mod corespunzător. Aceasta permite calcularea concentrației ionilor H4, dacă știm concentrația de ioni de hidroxid OH“, și vice-versa. De exemplu, dacă într-o soluție apoasă [H] = 103 mol / l, [OH
Astfel, aciditatea și alcalinitatea soluției poate fi exprimată în termeni de concentrația ionilor sau ioni H4 sau OH. „În practică, utilizați prima metodă. Apoi, o soluție acidă de [H] 10> 7 și pentru bază [H] <Ю"7 моль/л.
Pentru a evita inconvenientele asociate cu utilizarea numerelor cu exponenții negativi, concentrația de ioni de hidrogen este de obicei exprimat prin valoarea pH-ului și notat cu simbolul pH-ului (a se citi „pH“). PH-numit logaritmul negativ al concentrației de ioni de hidrogen:
unde [H4] kontsentratsiyaionov hidrogen mol / l.
Conceptul de valoarea pH-ului a fost introdus în chimistul danez Sorensen 1909 g litera „p.“ - potens inițiale de cuvânt danez - gradul matematic, litera H - simbol hidrogen. Folosind pH-ul soluțiilor de reacție se caracterizează după cum urmează: pH 7 pH neutru, acid <7, щелочная рН> 7. relație vizual între concentrația ionilor de hidrogen, valoarea pH-ului și soluția de reacție poate fi exprimată într-o diagramă. văzut din diagrama că inferior pH-ul, cu atât mai mare concentrația de ioni H +, adică. e aciditate mai mare .; și invers, cu cât pH-ul, cea mai mică concentrația ionilor H4, t. e. alcalinitatea mai mare.
Vkachestve exemplu, pH-ul soluțiilor și indică o parte din mediul de reacție corespunzătoare acestora. Astfel, în sucul gastric la pH 1,7 (reacție puternic acidă), apa din turbă pH 4 (ușor acidă) la pH 6 apa de ploaie (acid slab), apă de la robinet la pH 7,5 (ușor alcalin) în pH-ul sanguin 7,4 ( alkalescent) în salivă pH 6,9 () lacrimi ușor acide la pH 7 (neutru). În funcție de pH-ul solului din soluția solului sunt împărțite în șase grupe - pentru puternic acid (pH 3-4), acid (pH 4-5), slab acid (pH 5-6), neutru (pH 6-7), ușor alcalină (pH 7 -8) și în final puternic alcalină (pH 8-9).
Există diferite metode de măsurare a pH-ului. Calitativ, mediul de reacție și pH-ul soluțiilor apoase de electrolit este determinat, pentru modificarea indicatorilor. culoarea lor, la un anumit interval de pH.
Indicatorii sunt substanțe care se modifică în mod reversibil culoarea în funcție de soluția de mediu r. E. PH-ul soluției.
În practică, utilizarea turnesol orange indicator metil (metil oranj) și fenolftaleină.
O metodă de afișare se bazează pe compararea culorii indicatorului din soluția de testare cu o soluție apoasă de colorat într-un pH cunoscut.
1. Ce vedeți diferențele în definițiile de acizi, baze și săruri din poziția a teoriei atomice a disociere electrolitic, și?
2. Ce materiale sunt numite electroliți puternici? Adu formule și nume de substanțe.
3. Asigurați ecuația de disociere a următoarelor substanțe: a) HBr; Na2S04; b) „H3B03; NaN03; c) VaS12 ;. N2S03 În elaborarea ecuațiilor considera puterea electroliti.
4. Scrieți ecuația disocierii în trepte a următoarelor substanțe:
H3P04 NaH2P04 sulfat acid de potasiu. Ba (OH) 2
hidroxid hydrosulfate fosforic dihidrogenat
Acid bariu de sodiu și potasiu „Apel ionii rezultate.
5. Apă 100 ml soluție de 5 g. Se determină fracțiunea de masă a substanței în soluție.
6. Calculați concentrația molară a soluției, în care 150 ml soluție de 0,1 mol de substanță.
7. 100 ml de soluție a conținut 9,8 g de acid sulfuric. Se determină concentrația molară a soluției.