химический каталог




Составление химических уравнений

Автор А.А.Кудрявцев

содержащих ион Н+, и т. д.

К слабым электролитам относятся, например: Н20, HCN, СН3СООН, H»SiOa, H3B03, H2C03, NH4OH и др.

Электролитическая диссоциация воды. Вода очень незначительно диссоциирует по уравнению

Н20 ;?Н+ + онОбразующийся ион водорода Н+ (протон) имеет малый диаметр и отличается большой подвижностью при химических реакциях. С молекулой воды он взаимодействует, образуя ион гидроксония

н+ + н2о^н3о+

Константа равновесия этой реакции очень велика:

[Н+] [Н20] —Л~1и •

Вещества, содержащие ион гидроксония, могут быть выделены в кристаллическом состоянии*. Так, например, рентгеноструктур-ным методом исследования гидрата хлорной кислоты НС104Н20 было доказано, что это вещество является перхлоратом гидроксония [Н80]+[С104]"". Таким образом, точнее электролитическая диссоциация воды может быть выражена уравнением

2Н20^:Н30+ + ОН* См. С. И. Д р а к и к. Современная теория кислот и оснований. МХТИ им. Д. И. Менделеева, М., 1964.

Однако для удобства пользуются простейшим уравнением диссоциации воды.

Концентрацию ионов Н+ и ОН- в чистой воде можно вычислить по величине электропроводности.

Применяя закон действия масс к диссоциации воды, мы можем написать:

[Hm[^iH ] = К или Н+.ОН =/UH20]

Обозначая /([Н201 через Кв, получим:

[Н+] [ОН-] = Кв

Константа Кв показывает, чему равно (при неизменной температуре) произведение концентраций ионов водорода и гидроксида в воде, и называется ионным произведением воды.

Численное значение К в нетрудно получить, так как константа диссоциации воды К равна 1,86-10 16, концентрация же практически недиссоциированных молекул воды [Н20] есть величина постоянная, равная общему числу грамм-молекул воды в литре, а именно 1000:18 ^ч55,56.

Отсюда

/Св = [Н+] [ОН-] = 1,86 • 10 15 ? 55,56 ^ Ы0 14

при обыкновенной температуре.

При диссоциации воды из одной диссоциирующей молекулы возникает по одному иону водорода- и одному гидроксид-иону, поэтому концентрации ионов Н+ и ОН^ в г-ион(л равны между собой, т. е.

[Н+] = [ОН] и [Н+]2= 1 • 10"14, откуда [Н+] = /1-10-14=1 • Ю-7 г-ион/л, [ОН-]2=1.10-14, [ОН-] = УЫ0-14=М0 7 г-ион/л.

Следовательно, если в растворах концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны каждая 10~7 моль!'л, то такие растворы называются нейтральными. Очевидно, что в кислых растворах больше концентрация ионов водорода, а в щелочных — концентрация гидроксид-ионов.

Прибавление кислоты к воде увеличивает концентрацию ионов водорода, в связи с чем концентрация гидроксид-ионов убывает, и наоборот. Но произведение концентраций [Н+] [ОН""] всегда сохраняется постоянным, равным 1 • 10~14.

Если мы, например, к воде добавим столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 1 -10 2, то концентрация гидроксид-ионов понизится до величины:

[OH-] = ^=j = 1.10-».

Напротив, если мы прибавим к воде щелочь и тем самым повысим концентрацию гидроксид-ионов, например, до значения 1 • Ю-3, то концентрация ионов водорода станет равна:

1 . 10 14

11

Ионное произведение воды позволяет для любого водного раствора при известной концентрации ионов водорода [Н+] найти концентрацию гидроксид-ионов [ОН"], и наоборот.

Так, например, если нам известно, что в 0,1 н. растворе НСН3С00 концентрация ионов водорода равна 1,4 ? 10"3 г-ион/л, то концентрацию гидроксид-ионов легко найти из соотношения:

[ОН-]==Ь|^| = 7,1 • Ю-12 г-ион/л.

Следовательно, пользуясь ионным произведением воды, можно любую реакцию среды (как кислую, так и щелочную) выразить на основе концентрации ионов водорода:

Нейтральный раствор Ш+] = 1 • 10 ~7.

Кислый раствор [Н+]>1 ? 10 7(т. е. 1-10 М-10 5, 1 • 10"4ит. д.). Щелочной раствор [Н+]<1 • 10 7 (т. е. 1 • 10 8 , 1 • 10 9 , 1 . 10 10 и т. д.).

В настоящее время вместо самих величин концентраций ионов водорода пользуются их логарифмами с обратным знаком и эту величину называют водородным показателем (рН). Он определяется соотношением: рН = —lg [Н+] или, если [Н+] обозначена через Сн, рН = —lg Сн. Например, если [Н+1 = 1 ? Ю-3, то рН = 3; если [Н+] - 1 • Ю-12, то рН = 12 и т. д.

Реакцию раствора можно определить так: рН = 7 — реакция нейтральная, рН<7 (например, 6, 5, 4 и т. д.) — реакция кислая, рН>7 (например, 8, 9, 10 и т. д.) — реакция щелочная.

Ниже приводится схема изменения [Н+ и рН в зависимости от реакции среды:

Mip2 ip3 ш4 ios io6 io7 1бВ »б9 i6'°io" 10"'2[Н1

—- 1 1 ' —' — I (- 1 I I ' ' L J

Увеличение кислотности

Увеличение щелочности

рН 2

9 10 1J 12 рН

Существуют различные методы измерения рН. Качественно реакцию среды в том или ином растворе определяют при помощи специальных реактивов, называемых индикаторами, которые меняют цвет в зависимости от концентрации ионов [Н+] и [OH~J. Индикаторы — сложные органические вбщества со свойствами слабой кислоты или слабого основания.

Индикатор характеризуется интервалом перехода (или областью перехода), под которым понимают величину предельной концентрации ионов водорода, при кото

страница 12
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123

Скачать книгу "Составление химических уравнений" (2.39Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
аскона классик 2
федеральный закон о такси фз 69
ural as-p6.5 купить
лампа 12-5

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(24.04.2017)