🗊Презентация Теория электролитической диссоциации. Кислотно-основные равновесия в водных растворах

Лекция № 2 по дисциплине «Аналитическая химия» Тема: «Теория электролитической диссоциации. Кислотно-основные равновесия в водных растворах».

Цель занятия

Задачи лекции

Сущность теории электролитической диссоциации.. Понятие об электролитах.

Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах.

Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах

Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах. Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков. Диссоциация средней соли : KСl → K+ + Сl-. Диссоциация кислой соли: NaHCO3 → Na+ + HCO3- Диссоциация основной соли: BaOHCI → BaOH + + CI-

Сильные и слабые электролиты Растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой - α альфа). Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся на ионы молекул NΙ к общему числу растворенных молекул N: NΙ α= -------- (в долях единицы или в процентах) N Если α =1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы. Если α = 0, диссоциация отсутствует. Если α = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации. Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные и слабые электролиты Сильные электролиты в водном растворе диссоциированы практически полностью. В растворах сильных электролитов молекулы отсутствуют. К сильным электролитам относятся: 1) почти все соли; 2) многие минеральные кислоты: H2S04, HN03, HCl, НСIO4, HBr, HI, HMn04; 3) основания щелочных металлов, например: NaOH и КОН, а также Ва(ОН)2, Са(ОН)2. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют лишь частично. В растворе имеется большое количество недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов процесс обратимый. К слабым электролитам относятся: 1) некоторые минеральные кислоты: H2C03, H2S, HN02, H2Si03. 2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH; 3) вода. Кислоты Н3РО4, H2S03 и HF являются кислотами средней силы.

Химические реакции между электролитами. Ионные уравнения. Согласно ТЭД все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций - ионными уравнениями.

Химические реакции между электролитами. Ионные уравнения. При составлений ионных уравнений реакций следует руководствоваться следующими правилами: 1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют. 2.В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов. 3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым. 4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

Порядок составления ионных уравнений реакции 1. Записывают молекулярное уравнение реакции MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Mg(NO3)2 2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости. 3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции: MgCl2 = Mg2+ + 2Cl- AgNO3 =Ag+ + NO3- Mg(NO3)2 =Mg2+ + 2NO3- 4.Записывают полное ионное уравнение реакции Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- = 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3- 5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон: Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- = 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3- Ag+ + Cl- = AgCl↓

Условия необратимости реакций ионного обмена 1. Если образуется осадок. 2. Если выделяется газ. 3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O) .

Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН. Н2О ↔ Н+ и OН- Вода очень слабый электролит, при 250С в 1 л воды диссоциирует только 10-7 моль воды. Наличие в растворе Н+ и OН- нужно учитывать при анализе. [Н+] + [OН-] =10-7 моль/л.

Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН. При добавлении к воде кислоты увеличится концентрация ионов [Н+] и уменьшится концентрация ионов [OН-]. При добавлении к воде щелочи – наоборот, увеличится концентрация ионов [OН-], уменьшится концентрация ионов [Н+]. Таким образом, в кислых растворах [Н+] ˃ 10-7 моль/л, а в щелочном растворе [Н+] ˂ 10-7 моль/л, а в нейтральных растворах, где [Н+] = [OН-], концентрация тех и других ионов равна 10-7 моль/л.

Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН. Концентрацию ионов [Н+] и [ ОН͞ ] удобнее выражать через отрицательные логарифмы и обозначать соответственно рН и рОН. Величину рН называют водородным показателем, рОН – гидроксильным: рН = - Ig [Н+] ; рОН = - Ig [OН-] рН + рОН = 14

Автопротолиз воды Автопротолиз –обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов. Автопротолиз воды – обратимый процесс образования равного числа катионов оксония Н3О+ и гидроксид-анионов ОН- из незаряженных молекул воды Н2О за счет передачи протона Н+ от одной молекулы к другой: 2Н2О = Н3О+ + ОН-

Характеристика степени кислотности растворов по значению рН и концентрации ионов водорода. В кислой среде [Н+] ˃ 10-7 моль/л, рН˂7 В щелочной среде [Н+] ˂ 10-7 моль/л, рН ˃7. В нейтральной среде [Н+] + [OН-] =10-7 моль/л, рН=7

Расчет рН и рОН растворов сильных кислот и сильных оснований.