Se trasează pH-ul soluției în funcție de SNzSOON sale cu concentrație (pe date teoretice și experimentale).
întrebări de control și sarcini:
1. Ceea ce se numește gradul de disociere a electrolitului? Care este gradul de disociere a electroliți puternici?
2. Într-un număr de NaOH electroliți, KOH, NH4OH, H2O, CH3COOH, H2S, HNO3. HK1 sublinia cele care disocierea are loc în soluții apoase în mod reversibil.
3.Sostavte ecuația de disociere electrolitica a hidrogenului sulfurat și acid acetic (două etape). expresii record constante de disociere respective.
tăria ionică 4.Vychislite de soluție 0,05 M NaOH. Localizați Activitate ion OH - () în această soluție. A: 0,05; 0,0425 mol / l.
concentrația de 5.Rasschitayte de OH - ioni în soluție 0,05 M NH4OH.
A: 9.4; 10 -4 mol / l.
Activitate 6.Rasschitayte OH - ioni în soluție, dacă mol / l.
7.Aktivnost OH - ioni în soluția apoasă este de 10 -3 mol / l. Calculați pH-ul soluției. Răspuns: 11.0.
soluție apoasă 8.Rasschitayte pH 0,05 M de HNO3 exclud tăria ionică. Răspuns. 1.3.
9.Rasschitayte pH 0,005 M soluție apoasă de KOH și exclude tărie ionică. Răspuns. 11.7.
10Naydite soluție molară concentrație HK1 având un pH de 2,5 (count) A: 0,003 M.
11.Naydite concentrația molară a soluției de NaOH, pH-ul din care 12 (citește) A: 0,01 M.
12. Ceea ce se numește soluția de diluare? Care este dimensiunea de reproducere?
13. Care este argumentul și funcția în dreptul de diluare Ostwald?
14.Znaya constanta de disociere de hidroxid de amoniu NH4OH. găsi: a) gradul de disociere; b) concentrația ionilor OH -; c) pH-ul soluției, dacă concentrația de soluție NH4OH 0,01 mol / l. Raspuns: 4,2%; 4,2 x 10 -4 mol / l; 10.62.
15.Uchityvaya doar prima etapă de disociere, se calculează valoarea pH-ului soluției H2 CO3 mediu 0,02M. Răspuns: 4.02.
mililitri 16.Skolko de 0,5N. soluție HK1 trebuie să luați pentru a pregăti
100 ml. 0,01 N HK1? A: 2 ml.
LABORATOR DE LUCRU 10
Obiectiv: Pentru a studia proprietățile unor soluții apoase de săruri asociate cu reacția de hidroliză.
Hidroliza se numește reacțiile chimice metabolice, pro-tech, cu participarea apei. Dacă reacția apei care intră în sare, reacția sării de numita hidroliză. Un semn al schimbării este hidroliza reacției clorhidric neutru mediu cu apă sărată. De exemplu, atunci când sol-reniu în clorură de amoniu apă NH4 C1 un exces de ioni H + și soluția a fost acidulată (pH <7):
sau în formă ionică
Dacă este dizolvat în apă cu acetat de sodiu, CH3 COONa, soluția a fost alcalinizată (pH> 7), din cauza formării OH ionilor Bytkov -:
Prin urmare, soluțiile apoase de săruri pot fi un mediu acid sau alcalin, deoarece intră în interacțiune chimică cu apă. Hidroliza unor modificări ale pH-ului apei de sare. Cu toate acestea, nu toate sărurile intră în reacție de hidroliză. Când se dizolvă în apă, clorură de potasiu, mediu de reacție neutră (pH = 7), este caracteristic de apă pură, nu se va schimba, adică, în soluție rămân egalitatea:
KCl + H2O Û KOH + HCI
Se poate argumenta că, sărurile formate de o bază puternică și acid puternic (KCl, LiNO3. NaCl, etc.), nu intră în reacția de hidroliză.
Interacțiuni apa: 1) sărurile formate cu baze slabe și acizi puternici (NH4Cl, CuCI2 NH4 NO3 etc.). 2) săruri formate din acizi slabi si baze puternice (Na2S, KCN, Na2 CO3, etc.); 3) sărurile formate cu baze slabe și acizi slabi (NH4 CH3 COO și altele asemenea).
Din aceste exemple rezultă că, în reacția cu cationii apă intrarea baze slabe și anionii acizilor slabi. Dacă acești ioni sunt încărcate multiplica (... Fe 3+ Cu 2+ CO3 2- SiO3 2-, etc.), interacțiunea lor cu apa, de obicei, este măcinat pentru a forma un ion acid (prima etapă de hidroliză), de exemplu:
Adâncimea procesului de hidroliză poate fi judecată după gradul de hidroliză a sării în condiții predeterminate b, care este raportul dintre concentrația ionului hidrolizată (e) până la concentrația lor inițială (C0):
sare reacția de hidroliză este reversibilă. In forward (®) se continuă spre formarea de molecule (ioni bazic) molecule sau baze slabe (ioni acide) acizi slabi, și în revers () spre formarea de molecule de apă. Reacția de formare a moleculelor de apă de ioni H + și OH - numita neutralizare reacție. Prin urmare, reacția inversă a hidroliza sării neutralizare.
Prin săruri ale reacției de hidroliză și aplică prevederile legilor teoriei echilibrului chimic. Constanta de echilibru pentru reacția de hidroliză numita hidroliză a sărurilor constante Cg. Se caracterizează valoarea raportului dintre concentrația de echilibru (activitate) a tuturor componentelor sistemului. Comunicarea între o hidroliză constantă a sării (Cg) și gradul de hidroliză (b) o soluție dintr-o concentrație predeterminată (C0) poate fi exprimată prin legea Ostwald:
Echilibrul procesului de hidroliză, reacția de hidroliză corespunzătoare egalitatea vitezelor și neutralizare () deplasabil și poate fi mutat la dreapta () sau la stânga (), în conformitate cu principiul Le Chatelier. De exemplu, atunci când temperatura crește de echilibru hidroliză deplasează spre dreapta, ca o reacție directă este endotermă (DH> 0) și invers (neutralizare) - exotermă (DH <0). При постоянной температуре Т равновесие гидролиза можно сместить вправо, уменьшая концентрацию раствора (разбавляя раствор); это следует из закона Оствальда: при КГ = constb тем больше, чем меньше с0 .