Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
метод_з_х_Ч1.doc
Скачиваний:
202
Добавлен:
02.03.2016
Размер:
2.38 Mб
Скачать

Добуток розчинності

Якщо кристали малорозчинного електроліту побудовані з іонів, то в роз­чин переходять іони, причому між іонами і твердою кристалічною фазою встановлюється динамічна рівновага, наприклад, . 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

Чиста вода є слабким електролітом: при 22 оС ступінь її дисоціації складає 1,8·10–9. Рівняння дисоціації води: Н2О  Н++ОН і Кдис. = , тодіКдис·[Н2O] = [H+]·[OH]. Практично [Н2O] = const, звідси Кдис·[Н2O] = [H+]·[OH] = K.Kназиваєтьсяіонним добутком води:

В 1 л Н2О, що має масу 1 кг (1000 г), число моль Н2О складає = 55,56 моль/л.Кдис2O) = 1,8·10–9, тоді [H+] = [OH] = 55,56·1,8·10–9 = 10–7, а [H+]·[OH] = 10–14. При даній температурі Kє 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

У 1909 р. С.Саренсен запропонував характеризувати середовище розчину величиною водневого показника рН: рН = –lg[H+]. Тоді для нейтрального середовища рН = 7, для кислого рН  7, для лужного pH  7. Розчини, рН яких  3 відносять до сильнокислих; якщо 4  рН  6, то середовище слабокисле, 8  рН  10 – слаболужне, 11  рН  14 – сильнолужне.

Буферні розчини

Розчини, значення рН яких не змінюється при введенні невеликої кількості сильної кислоти або лугу і не залежать від розведення, називаються буферними розчинами або буферами. Буферні розчини є сумішами концентрованих розчинів слабкої кислоти і її солі (наприклад, CH3COOH+CH3COONa) або слабкої основи і її солі (наприклад, NH4OH+NH4Cl). Величину рН буферного розчину, обчислюють за допомогою відповідних формул. Так, для ацетатного Кдис.(CH3COOH) = , 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

Індикатори – це складні органічні речовини, які за хімічним характером є слабкими кислотами або слабкими основами. Вони змінюють своє забарвлення залежно від концентрації іонів водню або гідроксилу. Найбільш широко вживані індикатори представлені в таблиці:

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