Что называется ионным произведением воды

Ионное произведение воды

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н + и ионов гидроксила OH − в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Содержание

Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10 −16 моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10 −16 моль/л·55,56 моль/л = 10 −14 моль²/л² = [H + ]·[OH − ] (при 25 °C).

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

Практическое значение ионного произведения воды

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H + ] или [OH − ]) найти соответственно концентрации [OH − ] или [H + ]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как K_в — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H + ), концентрация гидроксид-ионов OH − будет падать и наоборот. В нейтральной среде [H + ] = [OH − ] = моль/л. При концентрации [H + ] > 10 −7 моль/л (соответственно, концентрации [OH − ] −7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации [OH − ] > 10 −7 моль/л (соответственно, концентрации [H + ] −7 моль/л) — щелочной.

Ионные произведения других растворителей

Ионное произведение можно рассчитать не только для воды. Ионное произведение воды является лишь одной (хотя практически наиболее важной) из констант автопротолиза

См. также

Ссылки

Полезное

Смотреть что такое «Ионное произведение воды» в других словарях:

Ионное произведение воды — произведение концентраций (точнее активностей) ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH в воде или в водных растворах: KB = [Н+] [ОН ]. См. Водородный показатель … Большая советская энциклопедия

ионное произведение воды — см. константа автопротолиза воды … Химические термины

Ионное произведение воды в интервале 0—100 °C — t, °C КB x 1014 pКB 0 0,1139 14,9435 5 0,1846 14,7338 10 0,2920 14,5346 15 0,4505 14,3463 18 0,5702 14,2439 20 0,6809 14,1669 21 0,742 14,1296 22 … Химический справочник

константа автопротолиза воды — (ионное произведение воды) – произведение концентраций катионов водорода и гидроксид анионов, при постоянной температуре величина постоянная и равна 10 14. Общая химия : учебник / А. В. Жолнин [1] … Химические термины

Автопротолиз — Автопротолиз гомофазный процесс самоионизации, обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов. Содержание 1 Автопротолиз как кислотно основное… … Википедия

Водородный показатель — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH piː eɪtʃ «Пи эйч») мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно… … Википедия

Кислая реакция — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным… … Википедия

Кислая реакция внутренней среды — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным… … Википедия

Кислая среда — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным… … Википедия

Кислотность — Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным… … Википедия

Источник

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода является практически незаменимым растворителем в экспериментальной и прикладной химии, поэтому необходимо изучение ее свойств. Остановимся на таких понятиях как ионное произведение воды и водородный показатель pH.

Ионное произведение воды

При определенных условиях, вода может вести себя как акцептор протонов (в присутствии кислоты) или как донор протонов (в присутствии основания). Интересной особенностью воды является то, что она может подвергаться процессу самодиссоциации (автоионизации), т.е. быть одновременно и донором и акцептором протонов по отношению к самой себе.

Эта реакция – самопроизвольная диссоциация, осуществляется в небольшой степени. Ее можно упростить, если H₃O + заменить на H +

H₂O ↔ H + + OH —

Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:

K = [H + ]·[OH — ]/[H₂O]

Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия K_Н2О, которая называется ионным произведением воды:

K_Н2О = [H + ]·[OH — ]

При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.

Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.

Водородный показатель pH

Кислотно – основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H + ] и [OH — ] — переменные, и по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора.

При нейтральном характере раствора, т.е. при равенстве концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов [H + ] = [OH — ], получаем следующее выражение:

Увеличение или уменьшение концентраций иона водорода или гидроксид — иона меняет характер среды.

Таким образом, в растворах с различным характером среды, при температуре 25ºС, выполняются следующие условия:

Следует помнить, что не зависимо от характера среды, в водных растворах всегда существуют оба иона.

Выражение характера среды данным способом информативно, но сопряжено с некоторыми трудностями в случае выражения небольших значений концентрации иона водорода.

Более удобно пользоваться водородным показателем pH.

Водородный показатель pH — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода

Отметим, что изменению [H + ] в 10 раз соответствует изменение pH всего на 1 единицу.

Противоположный водородному показатель — показатель основности раствора рОН

pH и pOH нейтрального раствора равен 7:

На следующем рисунке наглядно показано зависимость характера среды от величины pH

Активность ионов водорода и гидроксид-ионов

Все рассмотренные нами представления об ионном произведении воды справедливы для случая диссоциации химически чистой воды. Если же равновесные концентрации H + или ОH — составляют большие величины, то ионное произведение воды выражается через активности ионов водорода и гидроксид-ионов:

где a_H + и a_OH — — соответственно активности ионов водорода и ионов гидроксила;

K ` _H2O — истинная константа, значение которой не зависит от величины ионной силы раствора.

Для определения характера среды раствора существует много методов, самый простой из них – применение индикаторов. Далее приведены некоторые индикаторы и зависимость изменения их окраски от концентрации ионов водорода.

Источник

Диссоциация воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов

Вода — слабый амфотерный электролит.

Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода Н + таково:

Без учета гидратации ионов Н + уравнение диссоциации воды имеет вид:

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды (K_H2O).

K_H2O — величина постоянная, и при температуре 25 о С

В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую.

Нейтральная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

Кислая среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

Щелочная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш).

Чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора.

Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. рН раствора.

На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин. Они изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус — в интервале рН от 5,0 до 8,0; метилоранж — от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин — от 8,2 до 10,0.

Изменение цвета индикаторов показано на схеме:

Заштрихованные области показывают интервал изменения окраски индикатора.

Изменение цвета окраски индикатора метилоранж в зависимости от кислотности среды

Кроме указанных выше индикаторов, применяют также универсальный индикатор, который можно использовать для приблизительного определения рН в широком интервале от 0 до 14.

Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Поэтому определение рН растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных, величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н + является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.

Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет рН 1,7; рН крови человека равен 7,4; слюны — 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении рН: каталаза крови при рН 7 пепсин желудочного сока — при рН 1,5—2; и т. д.

Источник

Шпаргалки к экзаменам и зачётам

студентам и школьникам

Ионное произведение воды. рН-растворов. Индиеаторы. Буфферные растворы.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,72 моль/л.

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.

Практическое значение ионного произведения воды

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H+] или [OH−]) найти соответственно концентрации [OH−] или [H+]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как Kв — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+), концентрация гидроксид-ионов OH− будет падать и наоборот. В нейтральной среде [H+] = [OH−] = моль/л. При концентрации [H+] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [OH−] 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидросид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются

Если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода. Кислотность и щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком.

Эта величина называется водородным показателем и обозначается через рН:

Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию

раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых

индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов

водорода. Наиболее распространённый индикатор – метиловый оранжевый,

метиловый красный, фенолфтолеин.

ИНДИКАТОРЫ (от лат. indicator – указатель) – вещества, позволяющие следить за составом среды или за протеканием химической реакции. Одни из самых распространенных – кислотно-основные индикаторы, которые изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора. Происходит это потому, что в кислой и щелочной среде молекулы индикатора имеют разное строение.

Кислотно-основные индикаторы — органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности (рН). Индикаторы широко используют в титровании в аналитической химии и биохимии. Из-за субъективности определения цвета, индикаторы pH не всегда удобны, для точного измерения pH используют pH-метры с цифровой индикацией.

Измерение pH с помощью индикаторной бумаги

Ks:

Формы применения индикаторов

Индикаторы обычно используют, добавляя несколько капель водного или спиртового раствора, либо немного порошка (например, смесь мурексида с хлоридом натрия) к пробе исследуемого раствора. Так, при титровании, в аликвоту исследуемого раствора добавляют индикатор, и наблюдают за изменениями цвета в точке эквивалентности.

Источник

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Просто знать – еще не все,
знания нужно уметь использовать.
И.В.Гете

Цель. Познакомить учащихся с понятиями “ионное произведение воды”, “водородный показатель”; показать значение знаний о концентрации ионов водорода для многочисленных химико-технологических процессов, разнообразных отраслей производства, сельского хозяйства, медицины и биологии.

Оборудование и реактивы. Таблица “Инди­каторы”, различные парфюмерные и гигиенические средства, видеозапись с рекламой жевательных резинок, карточки с заданиями; нумерованные пробирки с растворами хлорида, сульфата и карбоната натрия, соляная кислота, растворы сульфата бария, нитрата серебра, гидроксида натрия, метилоранжа, лакмуса, фенолфталеина, свекольный сок, водный раствор шампуня, водный раствор мыла, универсальная индикаторная бумага.

I. Организационный момент.

II. Повторение ранее изученного материала (по теме “Электролитическая диссоциация”).

1. Работа учеников у доски по карточкам с индивидуальными задачами.

К а р т о ч к а № 1

К 100 мл раствора хлорида кальция с массовой долей соли 10,6 % ( = 1,05 г/мл) добавлено 30 мл раствора карбоната натрия с массовой долей 38,55 % ( = 1,1 г/мл). Определите массовые доли соединений, содержащихся в растворе после отделения осадка.

К а р т о ч к а № 2

Составьте молекулярные и ионные уравнения практически осуществимых реакций: оксид меди(II) и азотная кислота; нитрат калия и сульфат меди(II); гидроксид железа(II) и оксид углерода(IV); гидроксид алюминия и соляная кислота; нитрат серебра и хлорид бария; карбонат кальция и соляная кислота; нитрат серебра и хлорид бария.

2. Индивидуальная работа ученика – решение экспериментальной задачи на распознавание веществ (карточка № 3).

К а р т о ч к а № 3

3. Фронтальная беседа с классом.

• Изучая свойства растворов солей, кислот и оснований, шведский ученый С.Аррениус пришел к заключению, что все вещества можно разделить на две группы по их способности проводить электрический ток. Назовите эти группы, дайте им определения.

• Игра “Химический цветок”: на лепестках “химического цветка” указаны формулы веществ. Распределите лепестки цветка по группам: электролиты и неэлектролиты.

• Какой процесс называется электролитической диссоциацией?

• В чем заключается сходство и различие механизмов диссоциации веществ с ионным типом связи и веществ с ковалентным полярным типом связи?

• Какие частицы называются гидратированными ионами?

• Как называется гидратированный ион водорода? Каков механизм его образования?

• Сформулируйте положения теории электролитической диссоциации.

• Что является количественной характеристикой диссоциации электролита?

• Какая из кислот – уксусная или хлоруксусная – будет иметь большее значение степени диссоциации? Почему?

4. Проверка индивидуальных заданий.

III. Изучение нового материала.

1. Вывод формулы ионного произведения воды.

Учитель. Прежде чем мы перейдем к изучению новой темы, я прошу вас вспомнить, что называется кислотой и основанием с точки зрения теории электролитический диссоциации?

Из определения понятий “кислота” и “основание” следует, что кислотные или щелочные свойства растворов зависят от присутствия в них ионов Н + или ОН – . Следовательно, кислотность или щелочность растворов может характеризоваться количественно. Цель нашего урока – выяснить, как определяется количественная характеристика кислотности растворов.

В чем заключаются особенности поведения молекулы воды?

Ученик. В том, что молекула воды является одновременно и донором протонов, и донором гидроксид-ионов.

C целью упрощения записи в химических уравнениях чаще пишут просто символ катиона водорода, подразумевая под ним катион гидроксония:

Диссоциация – процесс обратимый. Наряду с распадом молекул на ионы происходит процесс их рекомбинации. Известно, что состояние равновесия любого обратимого процесса, в том числе и электролитической диссоциации, можно охарактеризовать с помощью константы равновесия, которую в данном случае называют константой диссоциации К_д . Прошу вас составить выражение константы диссоциации воды.

Ученики записывают уравнение:

Если эту постоянную величину перенести в левую часть равенства (1), то мы получим новую константу – ионное произведение воды К_в:

Из уравнения диссоциации воды видно, что в чистой воде, как и в любых нейтральных растворах, концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов, поэтому можно записать:

Из соотношения (2) следует, что равновесные концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в водном растворе взаимосвязаны.

Если к воде добавить кислоту, то концентрация ионов водорода в растворе увеличится, и поэтому она уже не будет равна концентрации гидроксид-ионов, а будет выше.

Увеличение концентрации ионов водорода (добавление кислоты) обусловливает появление кислотных, а увеличение концентрации гидроксид-ионов (добавление щелочи) – появление основных свойств раствора.

В 1909 г. датский химик С.Серенсен предложил использовать величину, называемую сейчас водородным показателем рН (p – начальная буква немецкого слова “potenz” – математическая степень; Н – символ водорода).

Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

pH = –lg(10 –7 ), т.е. рН = 7.

При увеличении концентрации ионов водорода рН уменьшается, при уменьшении концентрации ионов водорода рН увеличивается. Например,

если [H + ] = 10 –5 рН = 5, среда кислая;

если [H + ] = 10 –9 рН = 9, среда щелочная.

Демонстрация зависимости между концентрацией ионов водорода, значением рН и реакцией среды (рисунок):

Рис. Взаимосвязь значений концентрации ионов водорода и рН среды

Учитель. Для определения показателя кислотности используют различные рН-метры, в частности дорогостоящие электронные приборы. Простым способом определения характера среды является применение индикаторов – химических веществ, окраска которых изменяется в зависимости от рН среды.

2. Работа с индикаторами.

Учитель. Какие индикаторы вам известны? Как они изменяют свою окраску в различных средах?

Д е м о н с т р а ц и о н н ы й э к с п е р и м е н т: определение среды растворов с использованием метилового оранжевого, лакмуса, фенолфталеина и таблицы “Индикаторы”.

Учитель. В качестве индикаторов можно использовать и некоторые растения. Например, розовые лепестки герани станут голубыми в щелочной среде, а сок смородины или вишни станет красным в кислоте. Красящее вещество бетаин, содержащееся в свекле, в щелочной среде обесцвечивается, а в кислоте краснеет.

Д е м о н с т р а ц и о н н ы й э к с п е р и м е н т: изменение окраски свекольного сока при добавлении кислоты и щелочи.

3. Значение знания о рН.

Учитель. Исключительно велика роль значения рН для самых различных явлений и процессов: и в природе, и в технике. В зависимости от реакции среды многие процессы могут протекать с различными скоростями и в разных направлениях, поэтому определение кислотности среды растворов очень важно в медицине, технике, сельском хозяйстве. Значение рН, или показатель кислотно-щелочного равновесия биологических жидкостей (слюны, мочи, крови), является одним из важнейших параметров биохимических процессов, которые постоянно происходят в нашем организме.

Отклонения рН от нормальных величин свидетельствуют о возможных патологических процессах. Для поддержания кислотно-щелочного равновесия в организме существуют эффективные системы, способные обеспечить выведение или нейтрализацию водородных ионов при избытке или задержку ионов водорода в организме при их дефиците. К таким системам относятся буферные системы крови, дыхательная система, выделительная система. Наиболее важная буферная система крови – “бикарбонатная”:

Большая часть гидрокарбонат-ионов образуется при диссоциации гидрокарбоната натрия:

NaHCO₃ = Na + + .

Гидрокарбонат-ионы, освобождающиеся при диссоциации соли, подавляют диссоциацию слабой угольной кислоты, которая образуется в результате метаболических превращений веществ.

При поступлении в кровь большого количества ионов Н + они связываются ионами и образуют слабо диссоциирующую угольную кислоту до тех пор, пока концентрация ионов водорода снова не придет к норме.

H + + H₂CO₃.

Если реакция крови сдвигается в щелочную сторону – появляется избыток гидроксид-ионов, то угольная кислота соединяется с ними и образует воду и гидрокарбонат-ионы:

OH – + H₂CO₃ = H₂O +

до тех пор, пока реакция среды не вернется к физиологической норме. Таким образом, поступление в кровь избыточного количества ионов водорода или гидроксид-ионов не приводит к заметным сдвигам в концентрации ионов водорода в крови.

Такой же механизм действия и другой буферной системы крови – фосфатной, роль “кислоты” в которой играет дигидрофосфат натрия NaН₂РО₄, а роль соли – гидрофосфат натрия Na₂НРО₄. Общим ионом в этой системе является гидрофосфат-ион :

В тех случаях, когда кислотно-щелочное равновесие организма нарушается, развиваются два патологических состояния, противоположных по своей направленности: ацидоз (повышение кислотности) и алкалоз (понижение кислотности). Состояния, при которых рН крови 8,0, несовместимы с жизнью.

Постоянство концентраций ионов водорода является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.

Знания о рН необходимы и для работников сельского хозяйства. Нормальное развитие разных сельскохозяйственных культур возможно лишь в определенных интервалах значений рН почвенного раствора. Для снижения кислотности почв применяют известкование (вносят в почву карбонат кальция и карбонат магния), а для снижения щелочности – гипсование (вносят в почву молотый гипс).

А теперь – рекламная пауза.

На экране телевизора демонстрируется фрагмент рекламы жевательной резинки, сюжет которой заканчивается изображением синусоиды, показывающей изменение рН среды в ротовой полости.

Учитель. Объясните, что обозначает данная кривая в этом фрагменте?

Ученик. Изменение рН среды в ротовой полости после приема пищи и после использования жевательной резинки.

Учитель. В рекламе говорится: “Каждый раз, когда вы едите, нарушается кислотно-щелочной баланс в полости рта”. Эта реклама призывает нас к употреблению жевательной резинки с целью восстановления кислотно-щелочного баланса в ротовой полости после приема пищи. Попробуйте оценить с позиций химика, насколько справедлива эта реклама, насколько эффективна жевательная резинка в восстановлении рН среды.

(Учащиеся ведут дискуссию по поставленной проблеме, после чего учитель дает пояснения.)

Далеко не каждый раз после приема пищи во рту нарушается кислотно-щелочное равновесие. Например, оно не нарушается при приеме белковой пищи. При употреблении углеводов под действием бактерий, содержащихся в полости рта, происходит брожение с образованием молочной кислоты, которая снижает значение рН во рту и способствует разрушению зубной эмали. Как может помочь жевательная резинка?

В состав жевательной резинки входят различные заменители сахара: ксилит, сорбит. Они являются многоатомными спиртами и обеспечивают приятный сладкий вкус, не поставляя углеводы. При жевании происходит лишь частичная механическая очистка зубов от остатков пищи, не влияющая на изменение кислотности в ротовой полости. Если же жевательная резинка содержит карбамид (NH₂)₂CO, то такая резинка способна нейтрализовать некоторую часть молочной кислоты. При гидролизе карбамида происходит образование гидроксида аммония, который и нейтрализует молочную кислоту:

А почему реклама жевательных резинок, содержащих карбамид, обещает защиту зубов с утра до вечера? Несмотря на преувеличение, которое присутствует в любой рекламе, это утверждение не лишено смысла с точки зрения химика. Карбамид гидролизуется очень медленно, поэтому гидроксид аммония образуется в ротовой полости постепенно.

Какова среда в косметических и парфюмерных средствах? Давайте определим.

Ученики проводят эксперимент по определению рН водного раствора шампуня.

Учитель. Как вы думаете, почему на многих этикетках указано, что рН = 5,5? (Демонстрация парфюмерных, косметических средств, средств санитарной гигиены: гели для душа, лосьоны, жидкие и твердые мыла, шампуни и т.д.)

Значение рН = 5,5 наиболее соответствует естественной реакции кожи. Физиологи доказали, что роговой слой кожи имеет рН = 5,5 за счет находящихся в нем водорастворимых веществ.

А какова кислотность водного раствора мыла?

Ученики проводят эксперимент по определению рН водного раствора мыла.

Учитель. Воздействие сильнощелочных моющих средств может изменить нормальное значение рН кожи. Что такое мыла? Мыла – это натриевые и калиевые соли высших карбоновых кислот. Жирную кожу, склонную к воспалительным процессам, не рекомендуется слишком часто мыть водой с мылом. Почему?

IV. Закрепление материала.

Учитель. Познакомьтесь с таблицей значений рН некоторых объектов и ответьте, почему чистая дождевая вода имеет слабокислую реакцию (рН = 5,6)?

Учитель. Решите задачи.

• Рассчитать концентрацию катиона водорода в разбавленной серной кислоте с рН = 1,79.

• Вычислить концентрацию ионов в водном растворе, если концентрация гидроксид-ионов в нем равна 0,02 моль/л.

Источник