Zaitsev on, a kémiai tankönyvek, 47. kémiai folyóirat
A KÖZÉPFOKÚ TEVÉKENYSÉGEKET,
A PEDAGÓGIAI EGYETEM ÉS AZ OKTATÁSI TEVÉKENYSÉGEK 9-10 OSZTÁLYA,
FENNTARTVA A KÉMIAI ÉS A TERMÉSZETI TUDOMÁNYRA
TEXTBOOK FELADATOK LABORATÓRIUMI GYAKORLATOK TUDOMÁNYOS TÉMÁK OLVASÁSRA
A reakciók között savakkal és erős bázisokkal (alkálifém) húzódó vizes oldatok, mindig elkülönített azonos mennyiségű hő per 1 mol víz keletkezik, nevezetesen 58 kJ / mol:
HCI + NaOH = H20 + NaCl, H = -58 kJ / mol,
HCI + KOH = H20 + KCI, H = -58 kJ / mol,
Emlékezzünk arra, hogy a semlegesítő hő számszerű értéke 58 kJ / mol, amit a kémiai reakciók termikus hatásainak meghatározására szolgáló kísérlet segítségével nyertünk!
Mindegyik egyenlet molekuláris (molekuláris) módon íródott: a kiindulási anyagok és a reakciótermékek képletét molekulákra mutatják be, még akkor is, ha ezek a molekulák nem léteznek a vizes oldatban.
A fenti reakciókban egy közös anyag képződik vízből. Ezért feltételezhetjük, hogy az ilyen reakciók oldatban történő hő hatása a hidrogénionokból (protonokból) és a hidroxidionokból származó víz keletkezéséből ered, mindezen reagensek azonos állapotú oldataiban. Ez a tény nagyon fontos a savak, bázisok és sók ionos viselkedésének bizonyítására vizes oldatokban.
Mindezek a reakciók az erős sav semlegesítése erős bázissal. Ezeknek a reakcióknak a hőhatásainak egyenlősége azt bizonyítja, hogy a savak, bázisok és képződő sók ionos állapotban vannak. Mindezek alapján az egyes reakciók egyenletét egy molekuláris ion vagy molekuláris ion módszerrel lehet leírni. ahol az erős elektrolitok ionok formájában vannak, és gyengeek - molekulák formájában. Például:
H + + Cl - + Na + + OH - = H20 + Na + + Cl -. H = -58 kJ / mol.
Nyilvánvaló, hogy ugyanazok az ionok, amelyek a reakcióegyenlet jobb és bal partjára lépnek be, nem írhatók le. Ezután az összes fenti négy reakcióegyenletet egyetlen egyenlettel fejezhetjük ki:
A reakcióegyenletek ilyen módon történő írását redukált molekuláris ionnak vagy molekuláris ionnak nevezik.
Megjegyezzük, hogy az erős elektrolitok formuláinak feljegyzése a molekulák képletében alapvetően helytelen, mivel nincsenek olyan anyagok, mint a HCl és HNO3 a vizes oldatban. NaOH, KOH, NaCl, KCl, NaN03. KNO3. de ezeknek az anyagoknak csak ionjai vannak. Molekuláris formában az egyenlet leírható, ha a reakció gázállapotú, kristályos vagy nemvizes oldatban történik, amelyben az anyagok nem disszociálnak ionokká.
A molekuláris formulák formájában kapott reakcióegyenleteket a nem elektrolitokra, a gyenge elektrolitokra, a vízben gáznemű és kevéssé oldódó elektrolitokra írják.
Továbbá, a gyenge elektrolitokkal végzett neutralizációs reakciók egyenleteit példaként adjuk meg:
1) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H20 (a vizes oldat helytelen bejutása!),
CH3COOH + OH - = CH3COO- + H2O (csak írj!);
2) NH4OH + HCl = NH4Cl + H20 (a vizes oldat helytelen bejutása!),
NH4OH + H + = + H20 (csak írj!);
CH3COOH + NH4OH = + CH3COO - + H20 (csak írj!).
Ha azonban megkérdezik, hogy válaszoljon a kérdésre, milyen anyagok maradnak a csészében az oldat bepárlása után, akkor magabiztosan írhatja az ionokat tartalmazó sók formuláit összetételükben.
fordított irányban rögzítve:
H20 = H + + OH -. H = 58 kJ / mol,
ott van a víz disszociációjának egyenlete gyenge elektrolitként.
Vízben és vizes oldatokban a H + és OH ionok koncentrációi a víz disszociációs állandóval kapcsolódnak egymáshoz:
A víz moláris koncentrációja rendkívül jelentéktelen disszociáció miatt állandó marad, ezért egyenlő [H20] = 1000/18 = 55,56 mol / l. Egyesítjük a víz disszociáció egyensúlyi állandóját a koncentráció állandó értékével:
A kapott mennyiséget a víz iontermékeinek nevezik:
A mûködõ tömegek törvénye szerint, egyensúlyi állandónak tekintett termék nem függ a hidrogénionok és a hidroxidionok koncentrációjától, és állandó az adott hõmérsékleten.
Tiszta vízben vagy semleges (nem savas, nem lúgos) oldatban a hidrogénionok és a hidroxidionok koncentrációi:
Tiszta vízben vagy semleges vizes oldatban a hidrogénionok koncentrációja
és a hidroxidionok koncentrációja:
Ha hidrogénionokat adunk a tiszta vízhez (adjuk hozzá a savakat), akkor olyan savas oldatot kapunk, amelyben a hidrogénionok koncentrációja nagyobb lesz, mint 1 • 10 -7 mol / l:
[H +]> 1 • 10 -7 mol / l.
Ha hozzáadjuk a hidroxid-ionok (alkáli túlfeszültség), megkapjuk az alap (lúgos) oldottunk tiszta vízben, ahol a hidrogén-ion koncentráció kisebb, mint 1 • 10 -7 mol / L:
[H +] <1•10 –7 моль/л.
[OH - -] <1•10 –7 моль/л,
de az alapvető megoldásokban:
[OH-]> 1 • 10 -7 mol / l.
Felhasználási koncentrációk az ilyen értékek, kifejezett száma 10 a negatív erő, ez nagyon kényelmetlen, és azt javasolták, hogy használni negatív decimális logaritmusai koncentrációban hidrogén-ionok és a hidroxid-ionok, és jelöljük őket megfelelően, és pH-pOH:
A pH értéket hidrogénindexnek nevezzük.
Logaritmikus kifejezés
[H +] [OH-] = 1 • 10 -14,
lg [H +] + lg [OH -] = -14.
A vizes oldatok esetében a következő összefüggés teljesül:
Semleges oldatokhoz pH = 7, savas oldatoknál pH <7, для основных (щелочных) растворов рН> 7.
Az egységnyi pH-változás megfelel a hidrogénionok koncentrációjának 10-szeres változásának.
Úgy tekinthető, erősen savas oldatok olyan oldatok, amelyek pH-ja 1-2, gyengén savas - 4-5, semleges - körülbelül 7, gyengén lúgos - erősen bázisos és 9-10 - 12-13.
Tekintsünk néhány tipikus példát a pH-számításokra és a hidrogénionok koncentrációjára savas és bázisos oldatokban.
A számításokat lehetőleg egyszerű elektronikus számológépen végezzük a mérnöki számításokhoz.
1. példa. Mekkora a sósav (sósav) 0,01 mólos oldatának pH-értéke?
A helyes válasz megadásához meg kell adni a disszociáció egyenletét. A sósav erős sav, ezért 0,01 mól hidrogénionokat és 0,01 mól HCl-ot tartalmazó kloridionokat tartalmaz vizes oldatban:
A hidrogénionok koncentrációja megegyezik egy erős monobázissav koncentrációjával:
(H +) = 0,01 mol / l. ahonnan
pH = -lg 0,01 = -lg 10 -2 = - (-2) = 2.
2. példa. Számítsuk ki a 0,001 M nátrium-hidroxid-oldat pH-ját.
A vizes oldat nátrium-hidroxidja ezért erős elektrolit
A hidroxidionok koncentrációja megegyezik egy erős egysav bázis koncentrációjával:
(OH -) = 0,001 mol / l. ahonnan
pOH = -lg 0,001 = -lg 10 -3 = - (-3) = 3,
pH = 14 - pOH = 14 - 3 = 11.
3. példa. Feltéve, hogy a kénsav erős elektrolitként történő disszociációja az első szakaszon keresztül halad, kiszámítja a savas oldat pH-ját 0,123 mol / l koncentrációban.
pH = -lg 0,123 = -lg (1,23 × 10 -1) = -lg 1,23 + (-lg 10-1) =
-0,0899 + [- (- 1)] = -0,0899 + 1 = 0,91.
4. példa. A sósavoldat pH-ja 3. Számítsa ki a hidrogénionok koncentrációját ebben az oldatban.
-lg a (H +) = 3 értékkel. Ezért c (H +) = 10 -3 = 0,001 mol / l.
5. példa A sósavoldat pH-ja 3,21. Számítsuk ki az ionok koncentrációját ebben az oldatban és a sav koncentrációját.
-lg a (H +) = 3,21 értékkel, így (H +) = 10 -3,21 = 0,00062 mol / l.
Az erős sósav koncentrációja megegyezik a hidrogénionok koncentrációjával.
Figyeljük meg, feltételesen beszélünk a sósav-sósav koncentrációjáról, mert nincs HCl-molekula az oldatban, csak hidrogénionok és kloridionok.
6. példa. A nátrium-hidroxid-oldat pH-ja 12,4. Számítsuk ki a hidroxidionok, a hidrogénionok koncentrációját és a nátrium-hidroxid koncentrációját ebben az oldatban.
(H +) = 10 -12,4 = 10 -13 • 10 0,6 = 3,98 • 10-13 mol / l.
Továbbá, pOH = 14 - pH = 14 - 12,4 = 1,6.
Ezért (OH-) = 10 -1,6 = 0,025 mol / l. Az erős nátrium-hidroxid elektrolit koncentrációja megegyezik a hidroxidionok koncentrációjával.
Figyeljük meg, feltételesen beszélünk a nátrium-hidroxid koncentrációjáról, mert az oldatban nincsenek jelen molekulák, csak nátriumionok és hidroxidionok.