PENTRU PROFESORII ȘCOLILOR SECȚIUNI,
STUDENȚI DIN UNIVERSITATEA PEDAGOGICĂ ȘI ȘCOLII DE SCHIMB 9-10 CLASE,
DUMNEAVOASTRĂ PENTRU REDUCEREA CHIMIEI ȘI A ȘTIINȚEI NATURALE
TASTE DE LABORATOR DE TEXT PRACTICI DE LABORATOR Povești științifice pentru citire
În reacțiile dintre acizi și baze puternice (alcaline), care se extind în soluții apoase, alocate întotdeauna aceeași cantitate de căldură pe 1 mol de apă formată, și anume 58 kJ / mol:
HCI + NaOH = H20 + NaCI, H = -58 kJ / mol,
HCI + KOH = H20 + KCI, H = -58 kJ / mol,
Rețineți că valoarea numerică a căldurii de neutralizare, egală cu 58 kJ / mol, ați obținut prin efectuarea unui experiment pentru a determina efectele termice ale reacțiilor chimice!
Toate ecuațiile sunt scrise într-un mod molecular (molecular): formule ale substanțelor inițiale și produse de reacție sunt prezentate pentru molecule, chiar dacă astfel de molecule nu există în soluția apoasă.
În toate reacțiile de mai sus, se formează o substanță comună - apă. Prin urmare, putem presupune că efectul termic al acestor reacții în soluție se datorează formării apei din ionii de hidrogen (protoni) și ionii de hidroxid în soluții ale tuturor acestor substanțe reactive în aceeași stare. Acest fapt este foarte important pentru dovada comportamentului ionic al acizilor, bazelor și sărurilor în soluții apoase.
Toate aceste reacții sunt reacții de neutralizare a unui acid tare cu o bază puternică. Egalitatea efectelor termice ale acestor reacții demonstrează că acizii, bazele și sărurile formate sunt în stare ionică. Având în vedere acest lucru, ecuația fiecărei reacții poate fi scrisă printr-o metodă ionică moleculară sau ion moleculară. în care electroliții puternici sunt sub formă de ioni și slabi - sub formă de molecule. De exemplu:
H + + Cl - + Na + + OH - = H20 + Na + + Cl -. H = -58 kJ / mol.
Evident, aceleași ioni care intră în părțile din dreapta și din stânga ale ecuației de reacție nu pot fi scrise. Apoi, toate cele patru ecuații de reacție de mai sus pot fi exprimate printr-o singură ecuație:
Acest mod de scriere a ecuațiilor de reacție se numește ion molecular redus sau ion molecular.
Rețineți că înregistrarea formule electroliți puternici sub forma unor molecule de formule fundamental greșite, adică. K. în soluție apoasă trebuie substanțe, cum ar fi HCl, HNO3. NaOH, KOH, NaCI, KCI, NaN03. KNO3. dar există doar ioni ai acestor substanțe. In molekulnom o ecuație poate fi scrisă, în cazul în care reacția are loc în stare gazoasă, între cristale sau soluție neapoasă, în care substanța nu se disociază în ioni.
Ecuațiile reacțiilor sub formă de formule moleculare sunt scrise pentru non-electroliți, electroliți slabi, substanțe gazoase și puțin solubile în apă.
Mai departe, ecuațiile reacțiilor de neutralizare cu electroliți slabi sunt date ca exemple:
1) CH3COOH + NaOH = CH3 COONa + H20 (intrare incorectă pentru soluția apoasă!),
CH3 COOH + OH - = CH3COO - + H2O (scrieți numai așa!);
2) NH4OH + HCI = NH4CI + H2O (intrare incorectă pentru soluția apoasă!),
NH4OH + H + = + H2O (scrieți numai așa!);
CH3 COOH + NH4OH = + CH3COO - + H2O (scrieți numai așa!).
Cu toate acestea, dacă vi se cere să răspundeți la întrebare, ce substanțe rămân în cupă după evaporarea soluției, puteți scrie cu încredere formulele de săruri care conțin ioni în compoziția lor.
înregistrate în sens invers:
H2O = H + + OH -. H = 58 kJ / mol,
există ecuația de disociere a apei ca electrolit slab.
În soluții apoase și apoase, concentrațiile de ioni H + și OH sunt interrelaționate de constanta de disociere a apei:
Concentrația molară a apei, datorită disocierii extrem de nesemnificative, rămâne constantă, prin urmare este egală cu [H2O] = 1000/18 = 55,56 mol / l. Ne unificăm constanta de echilibru a disocierii apei cu o valoare constantă a concentrației ei:
Cantitatea rezultată se numește produsul ionic al apei:
Acest produs, conform legii maselor acționând, fiind o constantă de echilibru, nu depinde de concentrațiile de ioni de hidrogen și de ioni de hidroxid și este constant la o anumită temperatură.
În soluția de apă pură sau neutră (neacidă, nealcalină), concentrațiile de ioni de hidrogen și de ioni de hidroxid sunt:
În apă pură sau într-o soluție apoasă neutră, concentrația de ioni de hidrogen este
iar concentrația de ioni de hidroxid este:
Dacă se adaugă ioni de hidrogen în apă pură (se adaugă acid), se obține o soluție acidă în care concentrația de ioni de hidrogen va fi mai mare de 1,10-7 mol / l:
[H +]> 1 • 10 - 7 mol / l.
Dacă a adăugat ionii de hidroxid (descarcatoare alcalină), obținem o bază (alcalină) a fost dizolvată în apă pură, în care concentrația de ioni de hidrogen este mai mică de 1 • 10 -7 mol / L:
[H +] <1•10 –7 моль/л.
[OH - -] <1•10 –7 моль/л,
dar în soluții de bază:
[OH -]> 1 • 10 - 7 mol / l.
Utilizați concentrațiile de astfel de valori, exprimate ca număr de 10 în puterea negativă, este foarte incomod, și a fost propus să se utilizeze logaritmii zecimali negative ale concentrațiilor de ioni de hidrogen și ioni de hidroxid, și să le marcați corespunzător și pOH pH:
Valoarea pH-ului se numește indicele de hidrogen.
Expresia logaritmică
[H +] [OH-] = 1 • 10-14,
lg [H +] + lg [OH -] = -14.
Pentru soluțiile apoase, următoarea relație este îndeplinită:
Pentru soluții neutre pH = 7, pentru pH-ul soluțiilor acide <7, для основных (щелочных) растворов рН> 7.
Modificarea pH-ului pe unitate corespunde unei modificări de 10 ori a concentrației de ioni de hidrogen.
Se consideră soluții acide puternic sunt soluții pentru care pH-ul este 1-2, acid slab - 4-5, neutru - aproximativ 7, slab alcaline - puternic alcaline și 9-10 - 12-13.
Să luăm în considerare câteva exemple tipice ale calculelor de pH și ale concentrațiilor de ioni de hidrogen în soluțiile de acid și de bază.
Calculele se efectuează de preferință pe un calculator electronic simplu pentru calculele de inginerie.
Exemplul 1. Care este pH-ul unei soluții de acid clorhidric 0,01M (acid clorhidric)?
Pentru a da răspunsul corect, este necesar să scrieți ecuația de disociere. Acidul clorhidric este un acid puternic, prin urmare, 0,01 moli ioni de hidrogen și ioni de clorură se formează din 0,01 moli de HCI într-o soluție apoasă:
Concentrația de ioni de hidrogen va fi egală cu concentrația unui acid monobazic puternic:
cu (H +) = 0,01 mol / l. de unde
pH = -lg 0,01 = -lg10-2 = - (-2) = 2.
Exemplul 2. Se calculează pH-ul soluției de hidroxid de sodiu 0,001 M.
Hidroxidul de sodiu în soluție apoasă este, prin urmare, un electrolit puternic
Concentrația de ioni de hidroxid va fi egală cu concentrația unei baze puternice cu un singur acid:
cu (OH -) = 0,001 mol / l. de unde
pOH = -lg 0.001 = -lg10-3 = - (-3) = 3,
pH = 14 - pOH = 14 - 3 = 11.
Exemplul 3. Presupunând că disocierea acidului sulfuric ca un electrolit puternic trece prin prima etapă, se calculează pH-ul soluției acide la o concentrație de 0,123 mol / l.
pH = -lg 0,123 = -lg (1,23x10-1) = -lg 1,23 + (-lg 10-1) =
-0,0899 + [- (- 1)] = -0,0899 + 1 = 0,91.
Exemplul 4. Soluția de acid clorhidric are pH = 3. Calculați concentrația de ioni de hidrogen în această soluție.
-lg cu (H +) = 3. Prin urmare, c (H +) = 10-3 = 0,001 mol / l.
Exemplul 5 Soluția de acid clorhidric are un pH de 3,21. Se calculează concentrația de ioni în această soluție și concentrația de acid.
-lg cu (H +) = 3,21, prin urmare, cu (H +) = 10 -3,21 = 0,00062 mol / l.
Concentrația de acid clorhidric puternic este egală cu concentrația de ioni de hidrogen.
Observați că vorbim în mod condiționat de concentrația de acid clorhidric HCI, deoarece nu există molecule de HCI în soluție, doar ioni de hidrogen și ioni de clor.
Exemplul 6. Soluția de hidroxid de sodiu are un pH de 12,4. Se calculează concentrația de ioni de hidroxid, ionii de hidrogen și concentrația de hidroxid de sodiu în această soluție.
cu (H +) = 10 -12,4 = 10 -13 • 10 0,6 = 3,98 • 10-13 mol / l.
Mai mult, pOH = 14 - pH = 14 - 12,4 = 1,6.
Prin urmare, cu (OH -) = 10 -1,6 = 0,025 mol / l. Concentrația de electroliți puternici de hidroxid de sodiu este egală cu concentrația de ioni de hidroxid.
Rețineți că vorbim condiționat despre concentrația de hidroxid de sodiu în soluție, deoarece nu molecule ale ionilor de substanță și numai de sodiu și ionii de hidroxid.
O.S.ZAYTSEV
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: