Диссоциация воды

Ростов-на-Дону

УДК 532.6107

Методические указания по курсу общей химии «Гидролиз солей». -

Ростов н/Д: Рост. гос. строит. ун-т, 2011. - 12 с.

Излагаются теоретические положения по теме “Гидролиз солей”. В теоретической части сначала рассматривается понятие ионного произведения воды и дается определение водородного показателя. Дается определение гидролиза и рассматриваются основные случаи гидролиза солей с примерами.

В экспериментальной части описывается проведения трех опытов.

Составитель канд. хим. наук, ст. преп.

М.Н. Мицкая

Рецензент д-р хим. наук, проф.

В.Т. Мальцев

Редактор Т.М. Климчук

Темплан 2011 г., поз.

Подписано в печать

Формат 60х84/16. Бумага писчая. Ризограф.

Уч.-изд.л. 1, 0. Тираж 100 экз. Заказ

Редакционно-издательский центр

Ростовского государственного строительного университета

344022, Ростов-на-Дону, ул. Социалистическая, 162

© Ростовский государственный

строительный университет, 2011

ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ ВЫПОЛНЕНИИ РАБОТЫ “ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ”

1. К выполнению работы приступать только после прочтения и уяснения каждого опыта.

2. Сухие реактивы из банки брать чистым шпателем (или палочкой). После использования его следует тщательно вытереть фильтровальной бумагой.

3. Излишек отобранного реактива не возвращать обратно в склянку, из которой он был взят.

4. При попадании реактива на кожу надо тотчас же смыть его водопроводной водой. При всех несчастных случаях немедленно обратиться к преподавателю.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ I

Диссоциация воды

Химически чистая вода обладает хотя и ничтожной, но измеримой электропроводностью, так как вода в незначительной степени диссоциирует на ионы. Так при комнатной температуре лишь примерно одна из 10⁸ молекул воды находится в диссоциированной форме. Процесс электролитической диссоциации воды возможен благодаря достаточно высокой полярности связей О-Н и наличию между молекулами воды системы водородных связей. Уравнение диссоциации воды записывается так:

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- ,

где H₃O⁺ - катион гидроксония водорода.

Уравнение диссоциации воды можно записать в более простой форме:

H₂O ↔ H⁺ + OH^- .

Присутствие в воде ионов водорода и гидроксида придают ей специфические свойства амфолита, т.е. способность выполнять функции слабой кислоты и слабого основания. Константа диссоциации воды при температуре 22⁰С:

, (1)

где [H⁺] и [OH^-] – равновесные концентрации в г-ион/л соответственно катионов водорода и гидроксо-анионов, а [H₂O] – равновесная концентрация воды в моль/л. Учитывая, что степень диссоциации воды чрезвычайно мала, равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды вполне можно приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее:

. (2)

Теперь выражение (1) можно записать в следующем виде:

, (3)

отсюда [H⁺] [OH^-] = (1, 8 10^-16) 55, 56 = 10^-14 г-ион²/л².

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов является константой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот и щелочей. Эта величина называется ионным произведением воды или константой воды. Следовательно: К_Н2О = [H⁺][OH^-] = 10^-14 г-ион²/л².

Для нейтральных сред [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 г-ион/л. В кислых средах [H⁺] > [OH^-], а в щелочных [H⁺] < [OH^-]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10^-14 г-ион²/л². Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.