1. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель (pH и pOh). Индикаторы. Расчет pH растворов слабых электролитов.

Вода является очень слабым электролитом: при комнатной температуре в чистой воде диссоциирует 1 из 10 молекул.

H₂0↔H⁺+OH^-

[H⁺]=[OH^-]=10^-7 моль/л при T=25⁰(1)

Как и для любого слабого элуктролита процесс диссоциации воды характеризуется своей константой равновесия:

Kp= (2)

Но т.к. концентрация воды практически не изменяется, вносим конценрация воды под знак константы равновесия; произведения двух постоянных также является величиной постоянной, которая получила название ионного произведения воды (K_W)

Kw=Kp*[H₂O]=[H⁺][OH^-]

Kw=[H⁺][OH^-]

Kw=[H+][OH-]=10^-7*10^-7=10^-14(3)

Kw не зависит от концентрации ионов H+ или OH-, зависит только от температуры. Зная концентрацию одного из ионов H+ или OH- через Kw легко определить концентрацию другого иона

[OH-]= (4)

Для количественного отображения концентрации ионов H+ или OH- в растворе ввели понятие водородного показателяpH(аналогичным образом характеризуется и концентрация гидроксилиных ионов OH-=pOH)

pH=-lg[H+](5)

pOH=-lg[OH-](6)

pH≈7 среда нейтральная

pH<7 ([H+]>10^-7 моль\л) среда кислая

pH>7 ([H+]<10^-7 моль\л) среда щелочная

pH крови 7,35±0,05

Определим связь между pH и pOH, для этого прологарифмируем (3) и результат умножим на -1

-lg [H+]-lg[OH-]=14

pH+pOH=14(7)

Зная pH или pOH легко определить абсолютные концентрации ионов в расворе

[H+]=10^-pH

[OH-]=10^-pOH(15)

Индикаторы

Индикаторы – вещества, которые изменяют окраску растворов в зависимости от их среды.

Как правило индикатор представляет собой сложные орг молекулы либо слабых кислот либо слабых оснований

HInd↔H⁺+Ind^-

Действие индикаторов основано на том, что их молекулярные и ионные формы поглощают видимый свет в разном спектральном диапазоне. При избытке в растворах H+ индикатор преимущественно находится в молекулярной форме(1 окраска). При избытке OH- преимущественно анионная форма(другая окраска).

Индикатор, pH перехода окраски	Окраска в зависимости от кислотности среды
	кислая	нейтральная	щелочная
Лакмус,≈7	красный	фиолет	синий
Метилоранж, 3-4	красный	оранж	желтый
Фенолфталеин, 8	-	-	малиновый

Наиболее точно pH среды (с точностью до сотых единиц pH) опр инструментальными приборами (pH метрами, ионометрами)

Расчет pH растворов слабых электоролитов.

А) растворы слабых кислот

C(HCN)=10^-2M

Ka=10^-10

α= =10^-4

[H+]=αCo=10^-4*10^-2=10^-6M

pH=-lg10^-6=6

В случае многоосновной слабой кислоты (H2CO3,H3PO4) рассматривать диссоциацию только по 1 ступени, соответственно и константу диссоциации брать по 1 ступени

Б) растворы слабых оснований

C(NH4OH)=0,1 M

Kb=10^-5

α =10^-2

[OH]=αCo=10^-2*10^-2=10^-3M

pOH=-lg10^-3=3

pH=14-3=11

2. Коллигативные свойства, законы Рауля, закон Вант-Гоффа

Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

 1 закон Рауля.Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя.

где Р – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;

Р₀– давления насыщенного пара над растворителем, Па;

– мольная доля растворителя;

(ню) кол-во компонентов А и В

Иногда закон Рауля определяют следующим образом. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.

 2 закон Рауля.tкипенияраствора выше tкипения чистого растворителя.это связано с тем что давление насыщ.пара становится=атмосферному при более высокой t.Повышение tкипения раствора пропорционально его моляльной концентрации:

К_э – эбуллиоскопическая константы растворителя,

Cm- моляльная концентрация ( моль/кг)

tзамерзания раствора уменьшается в сравнении с t замерзания чистого растворителя:

К_к – криоскопическая константы растворителя, (кг/моль;

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и t можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов:

 

t_кип.(р-ра) = t_кип.(р-ля) + t_кип.        t_зам.(р-ра) = t_зам.(р-ля) – t_зам.

 

 

Закон Вант-Гоффа.Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора.

где π – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/ ;

R– универсальная газовая постоянная, К);8,314 Дж/(моль

Т – абсолютная температура, К; 

Осмос – односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.

 

Указанные законы справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов. Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i)- равен отношению частиц в растворе к числу частиц растворенного исходного вещества.

Билет 19