Электролитическая диссоциация воды

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Электролитическая диссоциация воды

Содержание

2. план Автопротолиз воды. Понятие рН растворов. Индикаторы. Гидролиз солей. Типы гидролиза.
3. Электролитическая диссоциация воды Вода типичный амфолит: H2O ↔ H+ + OH- Автопротолиз – реакции, в которых
4. KВ = [H+]·[OH-] = 1·10-14 при 25 ° С Произведение равновесных концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов
5. Ионное произведение воды При увеличении температуры KВ значительно возрастает:
6. Ионное произведение воды KВ = [H+]·[OH-] = 10-14 при 25 ° С [H+] = [OH-] =
7. Водородный показатель рН Для удобства вместо значений [H+] используют водородный показатель pH. Водорoдный показатель есть отрицательный
8. По аналогии используют гидроксильный показатель (pOH): pOH = -lg[OH-] Поскольку при 25 °С KВ = [H+]·[OH-]
9. Водородный показатель рН Величина pH используется как мера кислотности, нейтральности или щёлочности водных растворов: в кислой
10. Расчет равновесной концентрации [Н+] и [ОН-] 1.Пример, концентрация ионов Н+ в 0,001М р-ре НСl равна [Н+]
11. Индикаторы Кислотно-основные индикаторы - слабые органические кислоты HInd или основания IndOH, подвергающиеся ионизации в водных растворах,
12. Уравнение диссоциации кислотных индикаторов: НInd + Н2О ↔ Н3О + + Ind - Донор протона Окраска
13. Индикаторы Интервал индикатора - область значений рН, в которой становится видимым изменение окраски индиатора. Обычно стараются
14. Универсальный индикатор Широко применяются смеси индикаторов, позволяющие определить значение рН растворов в большом диапазоне концентраций (1-10;
15. рН-метры Наиболее точным методом определения pH является потенциометрический, основанный на измерении зависимости потенциала электрода от концентрации
16. Буферными системами (буферами) называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации ионов водорода как при
17. Классификация буферных систем Буферный раствор
18. Классификация буферных систем
19. Гидролиз солей При растворении солей в воде происходит не только диссоциация на ионы и гидратация этих
20. Гидролиз солей – это взаимодействие солей с водой В результате гидролиза соли в растворе появляется некоторое
21. Гидролизу подвергаются: Катион слабого основания Al3+; Fe3+; Bi3+ и др. Анион слабой кислоты CO32-; SO32–; NO2–;
22. Гидролизу НЕ подвергаются: Катион сильного основания Na+; Ca2+; K+ и др. Анион сильной кислоты Cl–; SO42–;
23. 1) Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты Проходит по катиону, при этом рН раствора уменьшится.
24. ПРИМЕР гидролиза по катиону FeCl3 + H2O → Fe(OH)Cl2 + HCl Fe3+ + Н+ОН– → Fe(OH)2+
25. 2) Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания Проходит по аниону, при этом может образоваться слабая
26. ПРИМЕР гидролиза по аниону: Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaОН CO32- + Н+ОН– → HCO3–
27. 3) Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания Проходит полностью; рН 7 : Al2(SO3)3 + 6H2O
28. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания Реакция в этом случае идет до конца, так как
29. 4) Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты Na2SO4 + H2O → не идет
30. Закономерности гидролиза разбавленных растворов солей: Протекает: Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты Гидролиз соли слабой
31. Определение среды в растворах солей Индикаторы в разных средах https://goo.gl/gkh7ip Определение среды в растворах солей https://goo.gl/eSj2XS
32. Количественные характеристики гидролиза Степень гидролиза αг (доля гидролизованных единиц) Константа гидролиза - Кг.
33. Степень гидролиза Степень гидролиза αг – показатель глубины протекания гидролиза На степень гидролиза влияют: природа соли
34. Константа гидролиза Кг характеризует способность соли подвергаться гидролизу: чем больше константа гидролиза, тем сильнее протекает гидролиз.
36. Скачать презентацию

Слайд 2

план
Автопротолиз воды.
Понятие рН растворов.
Индикаторы.
Гидролиз солей. Типы гидролиза.

Слайд 3

Электролитическая диссоциация воды
Вода типичный амфолит:
H2O ↔ H+ + OH-
Автопротолиз – реакции,

в которых одна и та же молекула растворителя может вести себя как и кислота, и как основание.
Константа диссоциации воды равна:

Слайд 4

KВ = [H+]·[OH-] = 1·10-14 при 25 ° С
Произведение равновесных концентраций

ионов водорода и гидроксид-ионов в воде и разбавленных водных растворах (при постоянной температуре) есть величина постоянная –
ионное произведение воды (KВ).

Слайд 5

Ионное произведение воды
При увеличении температуры KВ значительно возрастает:

Слайд 6

Ионное произведение воды
KВ = [H+]·[OH-] = 10-14 при 25 ° С
[H+]

= [OH-] = 10-7 моль/л
В кислых растворах :
[H+] > [OH-], т.е. [H+] > 1·10-7 моль/л
В щелочных растворах:
[OH-] > [H+], [H+] < 1·10-7 моль/л

Слайд 7

Водородный показатель рН
Для удобства вместо значений [H+] используют водородный показатель pH.

Водорoдный показатель есть отрицательный десятичный логарифм числового значения молярной концентрации ионов водорода:
pH = -lg[H+]

Слайд 8

По аналогии используют гидроксильный показатель (pOH):
pOH = -lg[OH-]
Поскольку при 25 °С

KВ = [H+]·[OH-] = 1·10-14, то
pH + pOH = -lg KВ
pH + pOH = -lg 1·10-14 = 14
pH = 14 - pOH

Слайд 9

Водородный показатель рН
Величина pH используется как мера кислотности, нейтральности или

щёлочности водных растворов:
в кислой среде pH < 7,
в нейтральной среде pH = 7,
в щелочной среде pH > 7.

Слайд 10

Расчет равновесной концентрации [Н+] и [ОН-]
1.Пример,
концентрация ионов Н+ в

0,001М р-ре НСl равна [Н+] =0,001 моль/л,
Концентрация ОН- в 0,01М растворе NаОН равна
[ОН-] =0,01 моль/л.
2. Если концентрация ионов водорода в растворе равна 10-3 г-ион/л, реакция среды кислая, величину [ОН-] в таком растворе можно рассчитать из уравнения ионного произведения воды:
[Н+][ОН-] = 10-14г-ион/л, следовательно,
[ОН-] =10-14/[Н+] = 10-14/10-3=10-11 г-ион/л.
При этом рН=3, а рОН=11

Слайд 11

Индикаторы
Кислотно-основные индикаторы - слабые органические кислоты HInd или основания IndOH, подвергающиеся

ионизации в водных растворах, причем нейтральная и ионизированная формы индикатора обладают различной окраской.

Слайд 12

Уравнение диссоциации кислотных индикаторов:
НInd + Н2О ↔ Н3О + + Ind

-
Донор
протона
Окраска 1 Окраска 2
Уравнение диссоциации основных индикаторов:
IndОН + Н+ ↔ Н2О + Ind +
Акцептор
протона
Окраска 1 Окраска 2

Слайд 13

Индикаторы
Интервал индикатора - область значений рН, в которой становится видимым

изменение окраски индиатора.
Обычно стараются подобрать индикатор с узким интервалом перехода (не более двух единиц pH).

Слайд 14

Универсальный индикатор
Широко применяются смеси индикаторов, позволяющие определить значение рН растворов

в большом диапазоне концентраций (1-10; 0-12). Растворами таких смесей - «универсальных индикаторов» обычно пропитывают полоски «индикаторной бумаги».

Слайд 15

рН-метры
Наиболее точным методом определения pH является потенциометрический, основанный на измерении зависимости

потенциала электрода от концентрации ионов водорода в исследуемом растворе.
рН-метры

Слайд 16

Буферными системами (буферами)
называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство

концентрации ионов водорода как при добавлении кислот или щелочей, так и при разведении.

Слайд 17

Классификация буферных систем
Буферный
раствор

Слайд 18

Классификация буферных систем

Слайд 19

Гидролиз солей
При растворении солей в воде происходит не только диссоциация на

ионы и гидратация этих ионов, но и взаимодействие молекул воды с ионами, приводящее к разложению молекул воды на Н+ и ОН– с присоединением одного из них к иону соли и освобождением другого (гидролиз).

Слайд 20

Гидролиз солей – это взаимодействие солей с водой
В результате гидролиза соли

в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н⁺ или ОН⁻
При этом изменяется рН раствора.

Слайд 21

Гидролизу подвергаются:
Катион слабого основания
Al3+; Fe3+; Bi3+ и др.
Анион слабой кислоты
CO32-; SO32–;

NO2–; CN–; S2– и др.

Слайд 22

Гидролизу НЕ подвергаются:
Катион сильного основания
Na+; Ca2+; K+ и др.
Анион сильной кислоты
Cl–;

SO42–; NO3–; и др.

Слайд 23

1) Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты
Проходит по катиону, при

этом рН раствора уменьшится.
AlCl3 + H2O → Al(OH)Cl2 + HCl
Al3+ + Н+ОН– → Al(OH)2+ + H+
Cl- + H2O → не идет
среда кислая рН<7

Слайд 24

ПРИМЕР гидролиза по катиону
FeCl3 + H2O → Fe(OH)Cl2 + HCl
Fe3+ +

Н+ОН– → Fe(OH)2+ + H+
среда кислая рН<7

Слайд 25

2) Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания
Проходит по аниону, при

этом может образоваться слабая кислота или кислая соль. рН раствора увеличится.
NaSO3 + H2O → NaHSO3 + NaОН
SO32– + Н+ОН– → HSO3– + ОН–
среда щелочная рН>7

Слайд 26

ПРИМЕР гидролиза по аниону:
Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaОН
CO32- +

Н+ОН– → HCO3– + ОН–
среда щелочная рН>7

Слайд 27

3) Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания
Проходит полностью; рН 7

:
Al2(SO3)3 + 6H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 3H2SO3
H2SO3 → H2O + SO2↑

Слайд 28

Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания
Реакция в этом случае идет

до конца, так как при гидролизе катиона образуется Н+:
Al3+ + Н+ОН– → Al(OH)2+ + H+
при гидролизе аниона − ОН– :
SO32– + Н+ОН– → HSO3– + ОН–
далее происходит образование из них Н2О (с выделением энергии), что и смещает равновесие гидролиза вправо.

Слайд 29

4) Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты
Na2SO4 + H2O →

не идет

Слайд 30

Закономерности гидролиза разбавленных растворов солей:
Протекает:
Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты

Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания
Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания
Не протекает:
Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты

Слайд 31

Определение среды в растворах солей
Индикаторы в разных средах
https://goo.gl/gkh7ip
Определение среды в

растворах солей https://goo.gl/eSj2XS
https://goo.gl/LUpBxX

Слайд 32

Количественные характеристики гидролиза
Степень гидролиза αг (доля гидролизованных единиц)
Константа гидролиза

- Кг.

Слайд 33

Степень гидролиза
Степень гидролиза αг – показатель глубины протекания гидролиза
На степень гидролиза

влияют:
природа соли
концентрация раствора (чем меньше концентрация, тем сильнее гидролиз)
температура (чем выше температура, тем сильнее гидролиз)
рН среды

Слайд 34

Константа гидролиза
Кг характеризует способность соли подвергаться гидролизу: чем больше константа гидролиза,

тем сильнее протекает гидролиз.
Для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием,

Электролитическая диссоциация воды

Содержание

планАвтопротолиз воды. Понятие рН растворов.Индикаторы. Гидролиз солей. Типы гидролиза.

Электролитическая диссоциация водыВода типичный амфолит:H2O ↔ H+ + OH-Автопротолиз – реакции,

KВ = [H+]·[OH-] = 1·10-14 при 25 ° СПроизведение равновесных концентраций

Ионное произведение водыПри увеличении температуры KВ значительно возрастает:

Ионное произведение водыKВ = [H+]·[OH-] = 10-14 при 25 ° С[H+]

Водородный показатель рНДля удобства вместо значений [H+] используют водородный показатель pH.

По аналогии используют гидроксильный показатель (pOH):pOH = -lg[OH-]Поскольку при 25 °С

Водородный показатель рН Величина pH используется как мера кислотности, нейтральности или

Расчет равновесной концентрации [Н+] и [ОН-] 1.Пример, концентрация ионов Н+ в

ИндикаторыКислотно-основные индикаторы - слабые органические кислоты HInd или основания IndOH, подвергающиеся

Уравнение диссоциации кислотных индикаторов:НInd + Н2О ↔ Н3О + + Ind

Индикаторы Интервал индикатора - область значений рН, в которой становится видимым

Универсальный индикатор Широко применяются смеси индикаторов, позволяющие определить значение рН растворов

рН-метрыНаиболее точным методом определения pH является потенциометрический, основанный на измерении зависимости

Буферными системами (буферами) называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство

Классификация буферных системБуферный раствор

Классификация буферных систем

Гидролиз солейПри растворении солей в воде происходит не только диссоциация на

Гидролиз солей – это взаимодействие солей с водой В результате гидролиза соли

Гидролизу подвергаются:Катион слабого основанияAl3+; Fe3+; Bi3+ и др.Анион слабой кислотыCO32-; SO32–;

Гидролизу НЕ подвергаются:Катион сильного основанияNa+; Ca2+; K+ и др.Анион сильной кислотыCl–;

1) Гидролиз соли слабого основания и сильной кислотыПроходит по катиону, при

ПРИМЕР гидролиза по катионуFeCl3 + H2O → Fe(OH)Cl2 + HClFe3+ +

2) Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основанияПроходит по аниону, при

ПРИМЕР гидролиза по аниону:Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaОНCO32- +

3) Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основанияПроходит полностью; рН 7

Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основанияРеакция в этом случае идет

4) Гидролиз соли сильного основания и сильной кислотыNa2SO4 + H2O →

Закономерности гидролиза разбавленных растворов солей:Протекает:Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты

Определение среды в растворах солейИндикаторы в разных средах https://goo.gl/gkh7ipОпределение среды в

Количественные характеристики гидролиза Степень гидролиза αг (доля гидролизованных единиц) Константа гидролиза

Степень гидролизаСтепень гидролиза αг – показатель глубины протекания гидролизаНа степень гидролиза

Константа гидролизаКг характеризует способность соли подвергаться гидролизу: чем больше константа гидролиза,

Похожие презентации