Презентация на тему "Ионное произведение воды"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Ионное произведение воды

  Вода - слабый электролит – диссоциирует на H+ и OH- H2O  H+ + OH-. Применяем к этому равновесию закон действия масс: Kравн.==1,810-16 (22С) Концентрацию молекул воды можно считать постоянной и равной [H2O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55,6 моль/л. ОтсюдаКравн.[H2O] = К(H2O) = [H+][OH-] = 10-14 (22С) Ионное произведение воды - произведение концентраций [H+] и [OH-] - есть величина постоянная при постоянной температуре и равная 10-14 при 22С. Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры.  

• 
  Слайд 2

  Водородный показатель рН

  Водородный показатель рН - это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода. рН = - lg[H+]. Аналогично рOН = - lg[OH-]. Логарифмируя ионное произведение воды [H+][OH-] = 10-14, получаем: pH + pOH = 14 Примеры расчетов Если [H+] = 10-2M, то рН = 2, рОН = 12, [ОH-]= 10-12M Если [ОH-] = 10-4M, то [H+]= 10-10M, рН = 10, рОН = 4 Если рН = 8, то [H+]= 10-8M, [ОH-] = 10-6M,рОН = 6 Если рОН = 5, то рН = 9, [H+]= 10-9M, [ОH-] = 10-5M

• 
  Слайд 3

  Реакция среды

  Величина рН характеризует реакцию среды: Если рН = 7, то [H+] = [ОH-] - нейтральная среда, Если рН [ОH-] - кислая среда Если рН > 7, то [H+]

• 
  Слайд 4

  Буферные растворы

  Буферные растворы - это растворы, имеющие определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей. Буферные растворы состоят из растворов слабой кислоты и ее соли с сильным основанием или из раствора слабого основания и его соли с сильной кислотой

• 
  Слайд 5

  Буферный раствор I типа

  Раствор слабой кислоты НА, концентрация - скисл, и ее соли, сильного основания ВА, концентрация - ссоли. В общем случае имеем: НА + ВА HА  Н+ + А- (

• 
  Слайд 6

  Ацетатный буферный растворСН3СООН + СН3СООNa

  В случае ацетатного буферного раствора (рК(СН3СООН) = 4,75) его рН будет равна 4,75, если ссоли = скислоты. При разбавлении соотношение ссоли/скислоты и рН не будут меняться. Малое изменение рН при добавлении соляной кислоты к ацетатному буферу обусловлено превращением сильной кислоты (HCl) в слабую (СН3СООН). При добавлении щелочи, например NaOH, к ацетатному буферу происходит реакция щелочи с уксусной кислотой с образованием ацетата натрия.

• 
  Слайд 7

  Буферный раствор II типа

  Раствор слабого основания ВОН, концентрация - сосн и его соли сильной кислоты ВА, концентрация - ссоли. В общем случае имеем: ВОН + ВА: ВОH  В+ + ОН- (

• 
  Слайд 8

  Аммиачный буферный растворNH4OH+ NH4Cl

  В случае аммиачного буферного раствора имеем рК(NH4OH) = 4,75 и если сосн= ссоли, то рН = 14 - 4,75 = 9,25. При разбавлении соотношение ссоли/скислоты и рН не будут меняться. Малое изменение рН при добавлении щелочи, например NaOH,к аммиачному буферу обусловлено превращением сильного основания (NaOH) в слабое (NH4OH). При добавлении кислоты, например НСl, к аммиачному буферу происходит реакция кислоты с NH4OH с образованием хлорида аммония.

• 
  Слайд 9
  

  Задача. Как изменится рН при добавлении 1 мл 1М раствора HСl: а) к 100 мл Н2О; б) к 100 мл буферной смеси, содержащей 0,1 М СН3СООН и 0,1 М СН3СООN

  Решение. а) рН воды до прибавления кислоты равен 7. При смешении 1 мл 1М раствора HCl и 100 мл воды объем увеличивается в 100 раз, а концентрация кислоты будет в 100 раз меньше, т.е. [HCl]=10-2М. Поскольку HCl - сильная кислота, то [H+]=10-2М и рН = 2. Таким образом, при добавлении 1 мл 1М раствора HСl к 100 мл воды рН изменяется с 7 до 2, т.е. на 5 единиц.

• 
  Слайд 10

  Решение б)

  рН буферного раствора до прибавления кислоты равен 4,75. При добавлении раствора HCl к буферной смеси пройдет реакция: HCl + CH3COONa  CH3COOH + NaCl, в результате которой концентрация CH3COONa уменьшается, а концентрация СН3СООН - увеличивается. Найдем число моль (n) веществ до реакции. n(HCl) = 1 моль/л  0,001 л = 0,001 моль. n(CH3COOH) = n(CH3COONa) = 0,1 моль/л  0,1 = = 0,01 моль

• 
  Слайд 11

  Решение б) продолжение

  После реакции n(HCl) = 0, n(CH3COOH) = 0,01 + 0,001 = 0,011 моль, n(CH3COONa) = 0,01 - 0,001 = 0,009 моль. Считая объем неизменным и равным V = 0,1 л, имеем: с(CH3COOH) = 0,11 М и с(CH3COONa) = 0,09 М. Значения концентраций подставляем в формулу расчета рН: рН = рКкисл + lg(Ссоли/Скисл) = = 4,75 + lg(0,09/0,11) = 4,75 - 0,09 = 4,66. Таким образом, при добавлении 1 мл 1М раствора кислоты к 100 мл буферного раствора рН изменяется на 4,75 - 4,66 = 0,09.

• 
  Слайд 12

  Гидролиз солей

  Гидролиз солей - это взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита. I. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой: Na2CO3+ H2O  NaHCO3 + NaOH 2Na+ + CO32- + H2O  2Na+ + HCO3- + OH- CO32-+ H2O  HCO3- + OH-pH > 7 По второй ступени гидролиз практически не идет II. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой: AlCl3+ H2O  (AlOH)Cl2 + HCl Al3+ + 3Cl- + H2O  AlOH2+ + 2Cl- +H+ + 3Cl- Al3+ H2O  AlOH2+ + H+ pH

• 
  Слайд 13
  

  III. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой: KNO3+ H2O  K+ + NO3- + H2O  нет гидролиза рН  7. IV. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Если соль растворяется в воде, идет частичный гидролиз : CH3COONH4+ H2O  CH3COOH + NH4OH CH3COO-+ NH4+ +H2O  CH3COOH + NH4OH pH7 Если соль разлагается водой, идет полный гидролиз: Al2S3+ 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

• 
  Слайд 14

  Степень гидролиза

  Степень гидролиза h - отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации растворенных молекул h = CH3COONa + H2O  CH3COOH + NaOH CH3COO-+ Na+ +H2O  CH3COOH + Na+ + OH- CH3COO-+ H2O  CH3COOH + OH- c- сhchch Kравн= т.к.[H2O] = 55,6М то имеем Kравн[H2O] = Кг= = = Для многих солей h

• 
  Слайд 15

  Степень и константа гидролиза

  Для CH3COO-+ H2O  CH3COOH + OH- Кг= = = Отсюдаh = = Степень гидролиза hувеличивается: с увеличением температуры, т.к. растет К(Н2О) с уменьшением диссоциации кислоты, образующей соль: чем слабее кислота, тем больше гидролиз с разбавлением: чем меньше c, тем больше гидролиз  

• 
  Слайд 16

  Константа гидролиза

  Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, имеем формулы: Кг = , h = ,[OH-] = ch, pOH = -lg[OH-], pH = 14 – pOH. Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеем формулы: Кг = , h = , [H+] = ch, pH = -lg[H+]. Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, имеем формулы Кг = , h = , [H+] = , pH = -lg[H+].