ТЕМА: Теорія сильних і слабких електролітів

 

АКТУАЛЬНІСТЬ:майбутній спеціаліст-провізор повинен вміти вимірювати водневий показник різними методами і застосовувати його на практиці.

 

НАВЧАЛЬНІ ЦІЛІ: Ознайомитися з теорією електролітичної дисоціації та методамивимірювання водневого показника.

 

ЗНАТИ: -дисоціацію кислот, основ та солей;

-поняття про сильні та слабкі електроліти.

 

ВМІТИ: -розраховувати ступінь та константу електролітичної дисоціації;

-писати рівняння ступінчастої дисоціації багатоосновних кислот і

багатокислотних основ;

-розраховувати концентрації кислот та лугів.

 

 

САМОСТІЙНА ПОЗААУДИТОРНА РОБОТА

1.В чому полягає суть електролітичної дисоціації?

Вплив різних факторів на електролітичну дисоціацію.

3.Дисоціація кислот і лугів.

4.Методи визначення водневого показника.

5.Властивості кислот і основ з точки зору теорії електролітичної дисоціації.

6.Обчислити рН розчинів, в яких концентрація йонів Н+ (в моль/дм3) дорівнює: а) 2,7•10-10; б) 5•10-6; в) 9,3•10-8.

7.Обчислити рН розчинів, в яких концентрація йонів ОНˉ (в моль/дм3) дорівнює: а) 4,5•10-4; б) 2•10-7; в) 9,3•10-11.

8.Яка молярна концентрація барій гідроксиду у водному розчині, якщо рН розчину дорівнює 12,3, а уявний ступінь дисоціації сполуки у ньому становить 80%?

 

 

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ

1.Дисоціація води. Йонний добуток води.

2.Водневий та гідроксильний показники водних розчинів.

3.Поняття про кислотно-основні індикатори.

4.Фактори, що впливають на зміщення йонних рівноваг.

5.Добуток розчинності, його значення для розрахунків утворення або розчинення осадів.

6.Реакції в розчинах електролітів. Правила складання йонних рівнянь.

7.Написати в йонно-молекулярній формі рівняння реакцій між водними розчинами наступних речовин: а) NaHCO3 + HCl; б) FeCl3 + KOH; в) Pb(CH3COO)2 + Na2S; г) KHS + H2SO4; д) Zn(NO3)2 + KOH (надл.); е) Ca(OH)2 + CO2.

8.Розчинність СаСО3 при 35°С дорівнює 6,9·10-5 моль/дм3. Визначити добуток розчинності цієї солі.

9.Визначити рН 0,1М розчину нітритної кислоти HNO2 та розчину нітритної кислоти та натрій нітриту NaNO2 в однакових концентраціях, що дорівнюють 0,1 моль/дм3. Константа дисоціації кислоти становить 4,6·10-4. Вважайте, що сіль у розчині продисоціювала повністю.

САМОСТІЙНА АУДИТОРНА РОБОТА

1.Виконання дослідів, описаних в даних методичних вказівках.

2.Обговорення результатів та оформлення висновків.

3.Оформлення та захист протоколу.

4.Відповіді на запитання, запропоновані викладачем, з використанням записів на дошці.

5.Розв'язування розрахункових задач, запропонованих викладачем.

 

ХІД РОБОТИ

Теоретична частина

Навіть дуже очищена вода має деяку електропровідність. При 25°С питома електропровідність води рівна 6,3.10-4 Ом·см-1. Отже, молекули води дисоціюють за рівнянням 2Н2О ↔ Н3О++ОН-. Скорочено дисоціацію води можна представити у вигляді: Н2О ↔ Н++ОН- і на практиціговорять про вміст у розчиніГідроген-катіонів та гідроксид-аніонів.

Згідно закону дії мас, константа дисоціації води дорівнює:

де а - активність відповідних йонів, що виражають ефективну концентрацію якого-небудьйона іє функцією його концентрації в розчині:

a=f.C,

де f - коефіцієнт активності, С – концентрація.

3відси: .

Враховуючи, що активність недисоційованих молекул Н2О набагато більша активності дисоційованих йонів, її можна вважати сталою величиною, тому:

,

де КВ , КВ – йонний добуток води.

В одному дм3 води міститься води, а значить при даному ступені дисоціації води при 250С концентрація йонів Гідрогену дорівнює Тоді йонний добуток води при 25°С дорівнює: КВ =(1,1·10-7)2 » 1.10-14 .

Для спрощення способу вираження концентрації йонів Гідрогену Зеренсен в 1909 р. ввів величину, що представляє собою десятковий логарифм концентрації (активності) йонів Гідрогену, взятій з оберненим знаком. Ця величина позначається рН (від латинського potentio – показник) і називається водневим показником:

3відси: рН++ рОН-=14.

При рН=7 - нейтральне середовище.

При рН<7 - киcле середовище.

При рН >7 - лужне середовище.