Что называется водородным и гидроксильным показателями

Водородный и гидроксильный показатели: рН и рОН

1) нейтральная среда :

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН.

Водородным показателем рН называют десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

где [Н + ] – концентрация ионов водорода, моль/л.

Понятие «водородный показатель» было введено датским химиком Серенсеном в 1909 г.: буква «р» – начальная буква датского слова potenz – математическая степень, буква Н – символ водорода.

С помощью рН реакция растворов характеризуется так:

нейтральная рН=7, кислая рН 7.

С помощью рОН реакция растворов характеризуется так:

нейтральная рОН=7, кислая рОН>7, щелочная рОН

Источник

Понятие водородного и гидроксильного показателей

Равновесной концентрацией ионов водорода или гидроксила можно количественно охарактеризовать степень кислотности или щёлочности любого раствора. Чаще принято характеризовать растворы концентрацией ионов водорода:

Для удобства проведения расчётов – избавление от отрицательных степеней – в значениях концентраций ионов водорода и гидроксила предложено применять вместо подлинных значений концентраций [Н + ] и [ОН – ] их отрицательные логарифмы.

При увеличении концентрации водородных ионов величина рН уменьшается, при увеличении концентрации гидроксил-ионов величина рН увеличивается, т.е. в кислой среде рН 7.

Индикаторы – вещества, изменяющие свою окраску при взаимодействии с одним из реагирующих веществ реакции. Под интервалом (областью перехода) индикатора понимают промежуток значений рН, в котором происходит заметное изменение окраски индикатора. В таблице приведены интервалы некоторых индикаторов.

Индикатор	Область перехода ∆	Цвет индикатора в средах кислой щелочной
Метиловый оранжевый	3,2 – 4,4	красный жёлтый
Лакмус	5 – 8	красный синий
Фенолфталеин	8,2 – 10,0	бесцветный малиновый
Метиловый красный	4,2 – 6,2	красный жёлтый

Буферные растворы

Растворы, сохраняющие практически неизменными величины рН при разбавлении, либо при добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей называются буферными. Буферные растворы именуются часто буферными смесями, так как по составу они представляют смеси электролитов с одноимёнными ионами:

1. Слабой кислоты и одноимённой её соли. Например, ацетатный буфер:

СН3СООН и СН3СООNa.

2. Слабого основания и соли с одноимёнными катионами. Например, аммиачный буфер: NH4OH и NH4Cl.

3. Гидросолей многоосновных кислот с одноимёнными катионами. Например, NaН2РО4 и Na2НРО4.

4. Составы буферных смесей разнообразны и могут быть ещё более сложными.

Регулирующий механизм рН буферных растворов основан на смещении устанавливающихся в них равновесий. Например, в аммиачном буфере имеются следующие равновесные процессы: NH4OH D NH4 + + OH –

Расчётные формулы для вычисления рН буферных растворов представлены в таблице 3 приложения.

Гидролиз солей

Гидролизом называется ионообменное взаимодействие соли с водой, в результате которого образуются малодиссоциирующие соединения (ионы или молекулы). Продуктами гидролиза могут быть слабая кислота (или кислотные остатки) и слабое основание (или основные остатки).

При рассмотрении солей как продуктов взаимодействия кислоты с основанием в зависимости от силы их можно выделить 4 типа солей, образованных:

1) сильной кислотой и сильным основанием;

2) сильным основанием и слабой кислотой;

3) слабым основанием и сильной кислотой;

4) слабым основанием и слабой кислотой.

В зависимости от типов солей возможны 4 случая их гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, K2SO4, NaNO3, KCl, NaCl) гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии их с водой слабые электролиты не образуются. В таких растворах равновесие в процессе диссоциации воды не нарушается, реакция среды остаётся нейтральной.

Катионы натрия с водой не взаимодействуют.

Na2CO3 + Н2О D NaНCO3 +NaОН.

Анионы NO3 – сильной кислоты с водой не взаимодействуют. Катион Fe 3+ является катионом слабого основания Fe(ОН)3, основной остаток FeOH +2 взаимодействует с молекулами воды с образованием малодиссоциирующего продукта – основного остатка FeOH +2 :

Fe(NO3)3 + Н2О D (FeOH)( NO3)2 + НNO3.

Итак, при растворении в воде солей, образованных слабым основанием и

4. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, происходит гидролиз её по катиону слабого основания и по аниону слабой кислоты – полный необратимый гидролиз до конечных продуктов гидролиза. Например, если сульфид алюминия Аl2S3, полученный сжиганием алюминия в порошке серы, бросить в воду, то моментально произойдёт бурная реакция гидролиза

Аl2S3: Аl2S3 + 6Н2О = 2Al(OH)3 + 3H2S.

В результате образуется осадок Al(OH)3 и выделится сероводород. Этот гидролиз необратим, поэтому реакцией обмена в растворе Аl2S3 получить нельзя. Вместо него образуются продукты гидролиза.

Уравнения необратимого гидролиза составляют только в молекулярной форме.

Расчётные формулы для вычисления рН растворов гидролизующихся солей представлены в таблице 3 приложения.

Дата добавления: 2016-09-06 ; просмотров: 4135 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Источник

Водородный и гидроксидный показатели

Концентрацию ионов H + в растворах принято выражать водородным показателем. Водородный показатель– это безразмерное число, которое характеризует концентрацию катионов водорода в растворах. Обозначение водородного показателя – рН (читается «пэ-аш»). Водородный показатель связан с молярной концентрацией катионов водорода соотношением

рН = –lg[H + ], или рН = –lgC(Н + )

Пользоваться водородным показателем вместо концентрации катионов водорода очень удобно, так как он равен небольшому безразмерному числу в интервале от 0 до14.

Величина рН характеризует среду раствора, которая может быть кислотной, щелочной или нейтральной.

Если рН –7 моль/л, т.е. больше, чем в чистой воде; такой раствор имеет кислотную(часто говорят: кислую) среду. Если рН > 7, то концентрация катионов водорода в растворе менее чем 10 –7 моль/л, т.е. меньше, чем в чистой воде; такой раствор имеет щелочнуюсреду. При рН = 7 среда нейтральная.

pОН = –lg[OH – ], или рОН = –lgC(ОН – )

Cумма водородного и гидроксидного показателей равна отрицательной величине десятичного логарифма ионного произведения воды, то есть числу 14:

Водородный показатель свежеприготовленной дистиллированной воды равен 7,00, но при стоянии она насыщается углекислым газом из воздуха, и в результате реакции

значение рН постепенно снижается до 5,5. Водородный показатель морской воды около 8,0. Сок большинства фруктов и ягод имеет кислую среду с рН = 2,6–4,4. Физиологические жидкости организма имеют различное значение рН: плазма крови – 7,36, слёзы – 7,7, пот – 7,4, слюна – 6,51, моча – 5,8, желудочный сок – 1,65.

Пример 20. Вычислите водородный показатель растворов соляной кислоты (С = 0,005 М) и гидроксида калия (С = 4,2·10 –3 М).

Решение. Оба данных раствора – это растворы сильных электролитов, которые диссоциируют необратимо:

HCl = H + + Cl – ; KOH = K + + OН –

1) Вычисляем рН раствора соляной кислоты:

рН = –lg[H + ] = –lg0,005 = 2,30

2) Вычисляем рОН раствора гидроксида калия:

рОН = –lg[ОH – ] = –lg4,2∙10 –3 = 2,38

3) Вычисляем рН раствора гидроксида калия:

рН = 14 – рОН = 14,00 – 2,38 = 11,62

Пример 21. Вычислите рН раствора циановодородной кислоты (константа диссоциации К = 6,2·10 –10 ) с молярной концентрацией 0,17 М.

Решение. Циановодородная кислота, как слабый электролит, диссоциирует обратимо:

1) Степень электролитической диссоциации вычисляем по закону разбавления Оствальда:

a = = =

2) Определяем концентрацию катионов водорода:

[H + ] = α∙С(HCN) = 6,0·10 –5 ·0,17 = 1,0·10 –5

3) Вычисляем водородный показатель: рН = –lg[H + ] = –lg1,0∙10 –5 = 5

Для экспериментального определения рН используются индикаторы, специальные приборы (рН-метры) и метод титрования растворов. В качестве индикаторов используются органические вещества, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Использование индикаторов и метод титрования вы изучаются на лабораторном занятии.

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Источник

Ионное произведение воды. Водородный показатель. Гидроксильный показатель.

Вода, являясь весьма слабым электролитом, в очень малой степени диссоциирует на ионы:

Данный равновесный процесс описывается константой равновесия:

Так как степень диссоциации воды очень мала, то в уравнении (1) концентрацию воды [Н₂О] можно считать величиной постоянной

,

где К_w – ионное произведение воды.

Подставляя значения К и [Н₂О] в уравнение (2), получим численное значение ионного произведения воды при 22 0 С.

Зависимость К_W от температуры демонстрируется следующими данными:

t, C 0 10 22 30 50 100

Таким образом, К_W— величина постоянная лишь при данной температуре.

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН.

Водородным показателем рН называют десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

Гидроксильным показателем рОН называют десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов, взятый с обратным знаком:

Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, величиной рН и реакцией раствора можно выразить схемой

Источник

Электрическая диссоциация. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

Электролитическая диссоциация, полный или частичный распад молекул растворенного вещества на катионы и анионы. Электролитической диссоциацией называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении.

В кислых растворах рН 7.

Гидроксильный показатель рОН — это десятичный логарифм концентрации гидроксильных ионов, взятый с обратным знаком: рОН=— lg[OH

Степень диссоциации (а) электролита, как количественная характеристика равновесия процесса ионизации. Деление электролитов на сильные и слабые по величине степени диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

Степень диссоциации равна отношению продиссоциированных молекул вещества к общему числу его молекул . Выражается в долях или процентах.

По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы.

Сильные электролиты, электролиты, степень диссоциации которых в растворах α > 30 % и почти не зависит от концентрации раствора.

К сильным электролитам в водных растворах относятся щелочи: КОН, NaOH, Ba(OH)2, Са(ОН)2; кислоты: HNO3, НСl, H2SO4, НClO4, а также их соли.

Слабые электролиты, электролиты, степень диссоциации которых в растворах α

Источник