
- •Методичні розробки
- •Частина 1
- •Ужгород – 2002
- •Передмова
- •Техніка експерименту в хімічній лабораторії
- •Загальні правила роботи в хімічній лабораторії
- •Предмет
- •Атомно-молекулярна теорія
- •Основні
- •Поняття
- •Прості та складні речовини
- •Хімічна символіка
- •Фізичні величини
- •Закон збереження маси
- •Закон еквівалентів
- •Закон сталості складу речовини
- •Закон кратних відношень
- •Газові закони
- •Закон Авогадро
- •Рівняння Менделєєва-Клапейрона
- •Хімічна термодинаміка
- •Термодинамічна система
- •Внутрішня енергія системи
- •Перший закон термодинаміки
- •Ентальпія системи
- •Тепловий ефект реакції
- •Закони термохімії
- •Термохімічні рівняння реакцій
- •Стандартний стан речовини
- •Термохімічні розрахунки
- •Поняття про ентропію
- •Другий закон термодинаміки
- •Хімічна кінетика
- •Поняття про швидкість хімічної реакції
- •Швидкість гомогенних реакцій
- •Швидкість гетерогенних реакцій
- •Залежність швидкості хімічної реакції від температури
- •Енергія активації хімічної реакції
- •Фотохімічні реакції
- •Ланцюгові реакції
- •З розгалуженими ланцюгами
- •Оборотні та необоротні реакції
- •Хімічна рівновага
- •Зміщення хімічної рівноваги
- •Фазові рівноваги
- •Каталіз
- •Розчини
- •Дисперсні системи
- •Розчини
- •Теорії розчинів
- •Розчинність речовин
- •Розчини
- •Розчини
- •Розчини твердих речовин
- •Способи вираження концентрації розчинів
- •Розчини неелетролітів
- •Тиск пари розчинів
- •Температура кипіння і температура замерзання розчинів
- •Розчини електролітів
- •Теорія електролітичної дисоціації
- •Ступінь електролітичної дисоціації
- •Ізотонічний коефіцієнт
- •Константа електролітичної дисоціації
- •Закон розведення
- •Властивості розчинів сильних електролітів
- •Добуток розчинності
- •Іонний добуток води
- •Водневий показник
- •Буферні розчини
- •Індикатори
- •Реакції у розчинах електролітів
- •Гідроліз солей
- •Ступінь гідролізу солі
- •Колоїдні розчини
- •Будова колоїдних часток
- •Окисно-відновні процеси електрохімічні процеси корозія
- •Ступінь окиснення елементу
- •Поняття про окисно-відновні реакції
- •Окисно-відновні властивості речовин
- •Класифікація окисно-відновних реакцій
- •Методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •У кислому середовищі:
- •У нейтральному середовищі:
- •В лужному середовищі:
- •Окисно–відновний потенціал
- •Еквівалент окисника і відновника
- •Електродний потенціал
- •Електричного шару
- •Гальванічний елемент
- •Стандартний електродний потенціал
- •Водневий електрод
- •Ряд стандартних електродних потенціалів металів
- •Електроди першого роду
- •Електроди другого роду
- •Окисно-відновні електроди
- •Іонселективні електроди
- •Електроліз
- •Корозія
- •Електрохімічна корозія
- •Захист металів від корозії
- •Загальні властивості полімерів
- •Полімери як високомолекулярні речовини
- •Структура полімерів
- •Реакція полімеризації
- •Механізми полімеризації
- •Властивості полімерів
- •Каучуки
- •Структура каучуків
- •Синтетичні каучуки
- •Вулканізація каучуків
- •Реакція поліконденсації
- •Пластмаси
- •Література для самостійної роботи студентів
Добуток розчинності
.
Для такої рівновагиКдис. =
,
де [Ba2+],
[SO42–]
– концентрації іонів в розчині; [BaSO4]
– концентрація твердої фази, яку можна
прийняти за сталу величину, оскільки
BaSO4
малорозчинний у воді. Тоді
Кдис.·[BaSO4] = [Ba2+]·[SO42–].
З рівняння випливає, що у насиченому
розчині при певній температурі добуток
концентрації іонів малорозчинного
електроліту є сталою величиною. Його
називають добутком
розчинності
(ДР). ДРBaSO4 = [Ba2+]·[SO42–] = 1·10–10.
Введення однойменних іонів в розчин
малорозчинного електроліту знижує його
розчинність.
Іонний добуток води
,
тодіКдис·[Н2O] = [H+]·[OH–].
Практично [Н2O] = const,
звідси Кдис·[Н2O] = [H+]·[OH–] = K
.K
називаєтьсяіонним
добутком води:
В
1 л Н2О,
що має масу 1 кг (1000 г), число моль
Н2О
складає
= 55,56 моль/л.Кдис(Н2O) = 1,8·10–9,
тоді [H+] = [OH–] = 55,56·1,8·10–9 = 10–7,
а [H+]·[OH–] = 10–14.
При даній температурі K
є сталою величиною. При 22оС
нейтральні розчини мають однакову
концентрацію [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л
і K
= 10–14.
Це дає змогу обчислювати концентрацію
[H+]
або [OH–]:
[H+] =
і [OH–]
=
.
Водневий показник
Буферні розчини
,
звідки [H+] = Кдис.(CH3COOH)·
.
Наближено вважають, що рівноважна
концентрація оцтової кислоти дорівнює
її загальній концентрації, а концентрація
іонів – концентрації солі:
[CH3COOH] = СCH3COOH;
[CH3COO–] = СCH3COONa,
тоді [H+] = Кдис.(CH3COOH)·
.
Отже, lg[H+] = рН = рКкисл.–lg
;
рКкисл. = –lgКдис.кисл.
Якщо до ацетатного буферу добавити невелику кількість сильної кислоти, то його рН сильно не змінюється, тому що іони CH3COO– з’єднують H+ сильної кислоти у слабкий електроліт CH3COOH. Якщо до ацетатного буферу додавати луг КОН, то рН також практично не змінюється, бо надлишок лугу нейтралізується оцтовою кислотою. Буферні розчини характеризуються їх буферною ємністю, під якою розуміють кількість еквівалентів кислоти або лугу, яку треба добавити до 1 л буферного розчину для того, щоб змінити його рН на 1.
Індикатори
Індикатор |
Характер індикатору |
Інтервал переходу рН |
Забарвлення в лужному середовищі |
Забарвлення в кислому середовищі |
Метиловий оранжевий |
основний |
3,1–4,5 |
жовте |
рожеве |
Метиловий червоний |
основний |
4,2–6,3 |
жовте |
червоне |
Лакмус |
кислотний |
5–8 |
синє |
червоне |
Фенолфталеїн |
кислотний |
8,3–9,8 |
малинове |
безбарвне |