Реакции нейтрализации (модель 6.5). Гидролиз.

Цели:

1. Вспомнить какие реакции называют реакциями нейтрализации.

2. Экспериментально провести 4 типа реакции (на модели 6.5) и записать молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения.

3. Отметить окраску и объяснить её в каждом опыте.

Выполнить вопросы №20, №21 из теста.

Важнейшей характеристикой слабых электролитов служит константа диссоциации.

Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита HAn:

Константа равновесия K_c этой реакции и есть K_д:

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации α, то получим

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:

Тогда

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.

Рассмотрим диссоциацию N моль электролита, диссоциирующего на n ионов. Тогда (6.1) можно записать в виде

Решая его относительно α, получим

Определив экспериментально изотонический коэффициент, можно найти степень диссоциации α в условиях эксперимента.

Модель 6.6. Реакции кислот и оснований.   Эта модель схематически демонстрирует детали реакции нейтрализации. Вы увидите, как от кислоты отщепляется водород, образуя вместе с молекулой воды положительный ион гидроксония. Затем этот ион взаимодействует с гидроксильной группой, отщепленной от основания, в результате чего образуются две молекулы воды. Обратите внимание, что растворимая в воде соль в растворе существует в виде отдельных гидратированных кислых и основных ионов. Если же воду выпарить, то соль останется в моно- или поликристаллическом виде. Как правило, в состав кристалла, кроме собственно соли, будут входить еще и молекулы воды. Отличия реального процесса от схематической иллюстрации в модели обусловлено большим количеством молекул кислоты, щелочи и воды, принимающих участие в реальной реакции.

Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Так, трехосновная ортофосфорная кислота H₃PO₄ диссоциирует следующим образом

Реакция Константа диссоциации Kд Степень диссоциации α α = 27 % α = 0,15 % α = 0,005 %

Таблица 6.3.

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы:

ее константа при 298 K равна

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной

Отсюда произведение постоянных величин K_д∙[H₂O] = [H⁺]∙[OH^–] = const.

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды K_в, равна

Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды K_в = 10^–14.

Равенство [H⁺] и [OH^–] соответствует нейтральной среде [H⁺] = [OH^–] = 1 ∙ 10^–7, при [H⁺] > 1 ∙ 10^–7 – кислой, при [H⁺] < 1 ∙ 10^–7 – щелочной.

Водородный показатель pH.

Для определения кислотно-основных свойств раствора пользуются водородным показателем pH. По определению, это отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов: pH = –lg [H⁺].

Лабораторная работа №6.

Определение индикатора.

Цель:

1. Запомнить окраску индикатора: кислый, щелочной, нейтральный. Составить таблицу.

2. Осмыслить понятие «Водородный показатель рН» и освоить его расчет.

Модель 6.7. Индикаторы.