химический каталог




Курс общей химии

Автор Э.И.Мингулина, Г. Н.Масленникова, Н.В.Коровин, Э.Л.Филиппов

еделенной, хотя и незначительной электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Так, при 273 К удельная электрическая проводимость воды составляет 1,5- Ю-8 Ом-1 -см-1, при 289 К —6,2.10-* Ом-1-см-'.

Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, хотя и в незначительной степени, распадаются на ионы, т. е. Н20 является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан H20=tH +ОН~.

Константа диссоциации этого процесса может быть вычислена по уравнению

АНГО

Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями. Кроме того, ввиду незначительности взаимодействий активность нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул НгО можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу ее моля:

1000/18 = 55,5 моль/л.

Считая эту величину постоянной, можно записать

Сн+Сон- = Лд55,5= Лш, (VI. 17)

где Kw — ионное произведение воды. Так как в соответствии с уравнением диссоциации концентрации ионов Н+ и ОН" в воде одинаковы, их можно определить, зная ионное произведение воды. Так, при 295 К ионное произведение воды равно Ю-14. Отсюда

Сн+= C0H- = V = Ю~7 моль/л.

Константа равновесия Kw сильно зависит от температуры. Зависимость ионного произведения воды и концентраций ионов Н+ и ОН- от температуры приведена ниже:

Г, К 273 293 *298* 323 353 373

Лш-Ю-14 .... 0,11 0,68 1,11 5,55 25,1 55,0 (Сн+ = Сон-) * Ю-7 0,34 0,78 1,05 2,44 5,02 7,4

Как всякая константа равновесия, константа Kw не зависит от концентрации ионов Н+ и ОН- в растворе. Так, если в воду добавить кислоты, концентрация ионов Н+ резко возрастет. Тогда за счет подавления диссоциации воды равновесие этого процесса сместится влево и концентрация ионов ОН- в растворе уменьшится, но ионное произведение воды останется неизменным.

Таким образом, в водных растворах концентрации ионов Н+ и ОН- при постоянной температуре связаны между собой. Достаточно указать содержание любого из них, чтобы определить концентрацию другого, пользуясь выражением (VI.17). При расчетах, связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, а активности ионов:

ан+аон =/Сш- (VI. 17а)

Водородный показатель рН. В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы Н+ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН- — носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда ан+=аон-= д/К; кислым, когда ан+>аон-, и щелочным, когда ан+<аон-.

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр — водородный показатель, или рН. Водородным показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности водородных ионов в растворе:

pH=-lgaH+. (VI.18)

Водородный показатель определяет характер реакции раствора. Например, при 295 К она нейтральная при рН 7 (ан+ = = 10~~7 моль/л). При рН<7 (ан+>10 моль/л) реакция раствора кислая, при рН>7 (ан+<10-7 моль/л) — щелочная. Значение рН 7 соответствует нейтральному раствору только при 295 К (22 °С). С изменением температуры меняются Kw (см. с. 164) и концентрация ионов Н+ в нейтральном растворе. Так, при 353 К Kw — 25,1 • Ю""14 и в нейтральном растворе активность ионов водорода будет ан+— 5-107 моль/л и рН 6,3. В дальнейшем процессы будут рассматриваться в основном при температуре 295— 298 К. При этих условиях рН нейтрального раствора равен или близок к 7,0.

По уравнению (VI. 17а) можно по известным значениям активности ионов Н+ рассчитать активность ионов ОН-:

floH- = /WaH+- (VI. 19)

Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы Н+ и ОН- непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина рН может служить критерием силы кислоты или основания. В ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации активность ионов Н+ выше (рН ниже). Так, рН 0,1 М растворов уксусной и соляной кислот будут 2,87 и 1,088 соответственно. Для оснований подобная зависимость носит обратный характер.

Кислотно-основные индикаторы. Кислотно-основными индикаторами, или просто индикаторами, называют вещества, меняющие свою окраску в определенной области значений рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты Hind и основания IndOH, молекулы и ионы которых имеют разную окраску. Будучи введенными в исследуемый раствор, индикаторы диссоциируют по одному из следующих механизмов:

Н1пс1Н+ + 1п(Г (а)

IndOHInd+ + OH~ (б)

Так как процесс диссоциации слабых электролитов обратим, положение равновесия в системах (а) и (б) зависит от кислотности исследуемого раствора. В кислых растворах индикаторы, представляющие собой слабые кислоты, в соотве

страница 78
< 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 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210

Скачать книгу "Курс общей химии" (2.81Mb)


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

 

 

Реклама
адвокаты по контробанде
ликонтин универсал 240 ml
как выправить крыло
ножи поварские профессиональные германия купить в москве

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
(04.12.2016)