Тема № 5. РАСТВОРЫ
Урок № 55
Тема урока: СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ ЭЛЕКТРОЛИТА. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ – РН. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА.
Цель урока: ознакомиться с диссоциацией электролитов, водородным показателем и реакциями ионного обмена.
Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. По величине электропроводности чистой воды можно определить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде.
Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул в воде практически равна общей концентрации воды, поэтому из выражения для константы диссоциации воды получаем, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды.
H2O=H++OH-
K=[H+][OH-]/[H2O]
Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными.
В кислых растворах больше ионов водорода, в щелочных - гидроксид-ионов.
Но произведение их концентраций всегда постоянно. Это означает, что если известна концентрация ионов водорода в водном растворе, то тем самым и определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода.
Кислотность или щёлочность раствора можно выразить более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается рН.
Отсюда ясно, что:
· в нейтральном растворе pH=7;
· в кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор;
· в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора.
Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реакторов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространены метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин и лакмус.
Ионные реакции обмена.
РЕАКЦИЯ ИОННОГО ОБМЕНА - это реакция между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.
Они протекают до конца в следующих случаях:
1. если образуется осадок;
2. если выделяется газ;
3. если образуется малодиссоциирующее вещество - вода.
Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа или воды, то такая реакция называются обратимой.
Равновесие в растворах электролитов, также как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условий влечёт за собой нарушение равновесия.
Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при её увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются.
1. Введение в раствор слабого электролита одноимённых ионов уменьшает степень диссоциации этого элемента;
2. растворимость электролитов уменьшается от введения в раствор одноимённых ионов.
1 и 2 влекут за собой изменение концентрации ионов.
ОСНОВАНИЯ – это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.
Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой образуется хлорид цинка, а при взаимодействии с гидроксидом натрия - цинкат натрия. Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами или амфотерными электролитами.
Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей.
В растворе амфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.
При составлении ионных уравнений реакций следует учитывать:
1. простые вещества, оксиды, нерастворимые кислоты, основания и соли не диссоциируют;
2. для реакции берут 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 части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов ионов в правой части.
Обычно сначала записывают молекулярное уравнение реакции, затем с помощью таблицы растворимости определяют растворимость каждого вещества, составляют полное ионное уравнение и наконец, краткое ионное уравнение путём исключения ионов из левой и правой частей уравнения, которые в ходе реакции не претерпели изменений.
Посмотрите видеоурок Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена, перейдя по ссылке:
https://yandex.ua/video/preview/?filmId=2823539817829055038&text=урок%20по%20химии%20на%20тему%20Степень%20диссоциации%20электролита.%20Водородный%20показатель%20–%20рН.%20Реакции%20ионного%20обмена.&path=wizard&parent-reqid=1588845124555130-1498807140693045861004084-production-app-host-vla-web-yp-226&redircnt=1588847609.1
ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ: