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 ОН^ˉ (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 К_В , К_В – 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: К_В =(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.