
- •Т. В. Скрипко общая и неорганическая химия Практикум
- •1. Основные классы неорганических соединений
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •2. Газовые законы. Простейшие стехиометрические законы
- •2.1. Взаимозависимые параметры состояния газов
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •2.2. Химические эквиваленты
- •Примеры составления условия задач и их решения
- •3. Основные закономерности протекания химических реакций
- •3.1. Энергетика химических реакций. Химико-термодинамические расчеты
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •3.2. Скорость химических реакций и химическое равновесие
- •Примеры составления условий задачи и их решение
- •4. Окислительно – восстановительные процессы
- •4.1. Окислительно-восстановительные реакции
- •Ионно-электронный метод
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •4.2. Гальванические элементы
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •4.3. Электролиз
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5. Растворы
- •5.1 Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5.2. Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов
- •Свойства растворов неэлектролитов
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5.3. Растворы электролитов
- •5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.5. Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.6. Произведение растворимости
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.7. Гидролиз солей
- •Примеры составления задач и их решения
- •6. Строение атома
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •7. Комплексные соединения
- •Примеры составления задач и их решение
- •Библиографический список
5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует:
Н2О = Н+ + ОН–.
Константа равновесия этого процесса при 22 °С:
К=[Н+][ОН–]/[Н2О]=1,810-16.
Молярная концентрация воды [Н2О] вследствие незначительной диссоциации практически равна общей концентрации воды в 1 л:
[Н2О] = 1000/18 = 55,56 моль/л.
Тогда [Н+][ОН–]= К[Н2O] = 1,810-1655,56 = 10-14 – эта постоянная величина называется ионным произведением воды.
Обозначается Кводы= [Н+][ОН–].
В нейтральном растворе концентрации ионов Н+ и ОН– равны между собой:
[Н+] = [ОН–] = 10-7 моль/л.
Однако только в разбавленных растворах можно пользоваться истинными концентрациями Н+ и ОН–. В концентрированных растворах нужно пользоваться активными концентрациями.
Водородный показатель рН является количественной характеристикой среды раствора и вычисляется через отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов Н+:
pН = -lg[Н+].
Для нейтральных растворов [Н+] = [ОН–] = 10–7, рН = 7; для кислых – [Н+] > 10–7, рН < 7; для щелочных [Н+] < 10-7, рН > 7.
Гидиоксильный показатель рОН можно определить как
рОН = -lg [ОН–].
Логарифмируя соотношение [Н+][ОН-] = 10-7 и меняя знаки на обратные, получим
рН + рОН = 14 при 22 °С.
Примеры составления задач и их решения
Задача 754
Вычислить рН 0,1М раствора циановодородной кислоты по величине ее константы диссоциации.
Решение:
Находим степень диссоциации кислоты
.
Отсюда [Н+]= См · = 0,1·7· 10-5 =7·10-6 моль/л. Водородный показатель раствора HСN
рН = - lg[Н+] = -lg (7·10-6) =5,15.
Задачу можно решить и другим способом:
[Н+]=·
См=.
Тогда [Н+]
=
.
Задача 766
Вычислить рН 0,175 М раствора азотной кислоты.
Решение:
Азотная кислота – сильный электролит, ее активная концентрация будет отличаться от истинной. Поэтому в таких случаях надо вносить поправку на активность электролита.
Находим предварительно ионную силу раствора HNO3:
.
В табл. 6 прил. находим коэффициент активности иона Н+ для вычисленной ионной силы раствора fH+ = 0,838. Определяем активность ионов водорода:
аH+ =f·См=0,838·0,175=0,147.
Вычисляем водородный показатель:
pH
= -lg
аH+
= - lg
0,147 =
= –(–1 + 0,1673) = 0,8327;
pH = 0,83.
При выполнении заданий рекомендуется использовать методические указания [8] и табл. 6,7 приложения.
В задачах 754–765 вычислить рН 0,1М растворов слабых электролитов по величине их констант диссоциации (табл. 7 приложения)
№ задачи |
Электролит |
№ задачи |
электролит |
№ задачи |
Электролит |
754 755 756 757 |
НСN H2S Н2СO3 NН4ОН |
758 759 760 761 |
СН3СООН HNO2 H2О2 Н2SO3 |
762 763 764 765 |
НСООН Н2С2O4 Al(OH)3 Cu(OH)2 |
В задачах 766–775 вычислить рН растворов сильных электролитов с учетом их коэффициентов активности
№ задачи |
электролит |
Концентрация, моль/л |
766 767 768 769 770 771 772 773 774 775 |
HNO3 HClO4 HCI НI Н2SO4 KOH NaOH LiOH Ва(ОН)2 RbOH |
0,175 0,150 0,205 0,100 0,100 0,130 0,100 0150 0.100 0.200 |
5.5. Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов
Поскольку электролиты в растворах чаще всего образуют ионы, то для отражения сущности реакции в них используют часто так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что согласно теории диссоциации в растворах происходят реакции не между молекулами, а между их ионами.
Ионное уравнение в отличие от молекулярного уравнения относится не к одной какой-нибудь реакции между определенными, конкретными веществами, но может охватывать целую группу аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.
Обменные реакции между электролитами практически необратимы и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих и газообразных соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций малорастворимые, малодиссоциирующие, газообразные вещества и неэлектролиты записывают в виде молекул, а сильные электролиты в виде ионов, на которые они диссоциируют.
Иногда встречаются и такие процессы, при которых труднорастворимые соединения находятся как среди исходных, так и конечных продуктов реакции:
BaCO3↓ + K2SO4 ↔ BaSO4 ↓ + K2CO3.
В подобных реакциях равновесие смещается в сторону образования того вещества, которое менее растворимо. Так как ВаСО3 более растворим (8,95·10-5 г-экв/л), чем BaSO4 (9,34·10-6 г-экв/л), то равновесие смещено слева направо.