Уравнение диссоциации воды: Ваш браузер не поддерживается

Диссоциация воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов

Автор Jeremiah На чтение 3 мин Просмотров 1.1к. Опубликовано 02.12.2018

Вода — слабый амфотерный электролит.

Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода Н⁺ таково:

Без учета гидратации ионов Н⁺ уравнение диссоциации воды имеет вид:

Как видно из второго уравнения, концентрации ионов водорода Н⁺ и гидроксид-ионов ОН^— в воде одинаковы. При 25^оС [Н⁺] = [ОН^—] = 10^-7 моль/л.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды (K_H2O).

K_{H2O =} [H⁺]∙[OH^—]

K_H2O — величина постоянная, и при температуре 25^оС

K_H2O = 10^-7∙10^-7 = 10^-14

В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и гидроксид-ионов ОН^— — величина постоянная при данной температуре. Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН^—, если известна концентрация ионов водорода Н⁺, и наоборот.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н⁺ или гидроксид-ионов ОН^— .

В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую.

Нейтральная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

[Н⁺] = [OH^—] = 10^-7 моль/л

Кислая среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

[Н⁺] > [ОН^—], [H+] > 10^-7 моль/л

Щелочная среда — это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

[H⁺]< [OH^—],       [H⁺]< 10^-7 моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш).

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg[H⁺].

Например, если [H⁺] = 10^-3 моль/л, то pН = 3, среда раствора — кислая; если [Н⁺] = 10^-12 моль/л, то pН = 12, среда раствора — щелочная:

Чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора.

Зависимость между концентрацией ионов Н⁺, величиной рН и средой раствора показана на следующей схеме:

Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. рН раствора.

На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин. Они изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус — в интервале рН от 5,0 до 8,0; метилоранж — от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин — от 8,2 до 10,0.

Изменение цвета индикаторов показано на схеме:

Заштрихованные области показывают интервал изменения окраски индикатора.

Изменение цвета окраски индикатора метилоранж в зависимости от кислотности среды

Кроме указанных выше индикаторов, применяют также универсальный индикатор, который можно использовать для приблизительного определения рН в широком интервале от 0 до 14.

Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Поэтому определение рН растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных, величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н⁺ является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.

Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет рН 1,7; рН крови человека равен 7,4; слюны — 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении рН: каталаза крови при рН 7 пепсин желудочного сока — при рН 1,5—2; и т. д.

Теория электролитической диссоциации (ТЭД) — что это такое? Основные положения и примеры

Что такое электролитическая диссоциация

Как известно, электрический ток — это направленное движение свободных электронов или ионов, т. е. заряженных частиц. В растворах электролитов, проводящих ток, за это отвечают свободные ионы.

В 1882 году шведский химик С. Аррениус при изучении свойств растворов электролитов обратил внимание, что они содержат больше частиц, чем было в сухом веществе. Например, в растворе хлорида натрия 2 моля частиц, а NaCl в сухом виде содержит лишь 1 моль.

Это позволило ученому сделать вывод, что при растворении таких веществ в воде в них появляются свободные ионы. Так были заложены основы теории электролитической диссоциации (ТЭД) — в химии она стала одним из важнейших открытий.

Электролитическая диссоциация — это процесс, в ходе которого молекулы электролитов взаимодействуют с водой или другим растворителем и распадаются на ионы. Она может иметь обратимый или необратимый характер. Обратный процесс называется моляризацией.

Благодаря диссоциации растворы электролитов обретают способность проводить ток. Сванте Аррениус не смог объяснить, почему разные вещества сильно отличаются по электропроводности, но это сделал Д. И. Менделеев. Он подробно описал процесс распада электролита на ионы, который объясняется его взаимодействием с молекулами воды (или другого растворителя).

Схема электролитической диссоциации: KA ⇄ K⁺ (катион) + A^— (анион).

Уравнение диссоциации на примере хлорида натрия: NaCl ⇄ Na⁺ + Cl^—.

Говорите правильно 🤓

Иногда можно встретить выражение «теория электрической диссоциации», но так говорить не стоит. В этом случае можно подумать, что распад молекул на ионы обусловлен действием электротока. На самом деле процесс диссоциации не зависит от того, проходит ток в данный момент через раствор или нет. Все, что нужно — это контакт электролита с водой (растворителем).

Практикующий детский психолог Екатерина Мурашова

Бесплатный курс для современных мам и пап от Екатерины Мурашовой. Запишитесь и участвуйте в розыгрыше 8 уроков

Механизм электролитической диссоциации

При контакте с водой или другими растворителями диссоциации подвержены все вещества с ионной связью. Также распадаться на ионы могут вещества с ковалентной полярной связью, которая под действием воды переходит в ионную, а после разрушается.

Механизм диссоциации электролитов удобно рассматривать на примере хлорида натрия NaCl. Его кристаллическая решетка образована катионами натрия Na⁺ и анионами хлора Cl^—, которые удерживаются вместе благодаря ионной связи. При растворении в воде каждый кристалл хлорида натрия окружают ее молекулы.

Отметим, что молекулы воды — это диполи. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом — атомы кислорода с частичным отрицательным. Соответственно, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Эта сила электростатического притяжения ослабляет и в итоге разрывает ионную связь между натрием и хлором. Вещество диссоциирует на ионы.

После распада хлорида натрия образовавшиеся ионы Na⁺ и Cl^— окружают молекулы воды, создавая гидратную оболочку. Ионы с такой оболочкой называют гидратированными.

Если вместо воды был использован другой растворитель — например, этанол, его молекулы создают сольватную оболочку. В этом случае ионы называются сольватированными.

Сущность процесса электролитической диссоциации передает схема:

Электролиты и неэлектролиты

Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электротока, между этими явлениями есть связь. Чем выше способность вещества распадаться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно проводит электроток. По такому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделил электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и расплавах проводят электроток. Обычно в их молекулах ионные или полярные ковалентные связи.

Неэлектролиты — это вещества, которые не распадаются на ионы в растворах и расплавах, а значит, не обладают проводимостью в растворенном виде. Для них характерны ковалентные неполярные или слабополярные связи.

Степень диссоциации

В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы, вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот показатель называется степенью диссоциации, его измеряют от 0 до 1 либо в процентах.

Степень диссоциации — это отношение количества распавшихся на ионы молей вещества к исходному количеству молей.

или .

Если в растворе на ионы распадаются все 100% электролита, .

По силе электролиты делятся на следующие группы:

• слабые — ;

• средние — ;

• сильные — .

Важно!

Молекулы сильных электролитов необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях нужно ставить знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому ставится знак ⇄.

Ступенчатая диссоциация

В отдельных случаях вещества расщепляются на ионы в несколько этапов или ступеней. Например, такая реакция характерна для основных и кислых солей, многоосновных кислот. Ступенчатая диссоциация может включать два этапа и более, при этом на первой ступени концентрация ионов всегда больше, чем на последующих.

Пример 1

Ортофосфорная кислота диссоциирует в 3 ступени. На первой из них наблюдается максимальная концентрация дигидрофосфат-ионов, а на последней остается минимальное количество фосфат-ионов (диссоциация почти не идет). Данная кислота не относится к сильным электролитам, поэтому реакция обратима.

1. H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄^—

2. H₂PO₄^— ⇄ H⁺ + HPO₄^2-

3. HPO₄^2- ⇄ H⁺ + PO₄^3-

Суммарное уравнение: H₃PO₄ ⇄ 3H⁺ + PO₄^3-.

Пример 2

Кислая соль Ca(HCO₃)₂ диссоциирует в 3 ступени. Поскольку это сильный электролит, на первом этапе реакция необратима. На втором этапе распадается на ионы слабый кислотный остаток HCO₃^— и слабый электролит, поэтому реакция обратима.

1. Ca(HCO₃)₂ = Ca²⁺ + 2HCO₃^—

2. HCO₃^— ⇄ H⁺ + CO₃^2-

3. H⁺ + H₂O = H₃O⁺

Суммарное уравнение: Ca(HCO₃)₂ + 2H₂O = Ca²⁺ + 2H₃O⁺ + 2CO₃^2-.

Как диссоциируют разные группы веществ

Диссоциация кислот

Приводит к образованию катионов водорода H⁺ и отрицательно заряженных кислотных остатков:

HCl = H⁺ + Cl^—

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

HNO₂ ⇄ H₊ + NO^2-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

1. AlOHCl₂ = AlOH²⁺ + 2Cl^—

2. AlOH²⁺ ⇄ Al³⁺ + OH^—

Диссоциация оснований

Происходит с образованием гидроксильных групп OH^— и положительно заряженных ионов металла. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, а слабые — ступенчато и обратимо.

Сильные основания:

NaOH = Na⁺ + OH^—

Слабые основания:

1. Cu(ON)₂ ⇄ CuOH⁺ + OH^—

2. CuOH⁺ ⇄ Cu²⁺ + OH^—

Диссоциация солей

Ведет к образованию катионов металлов (или катиона аммония) и отрицательно заряженных кислотных остатков.

Средние соли в растворах полностью распадаются в одну ступень.

Na₃PO₄ = 3Na + PO₄^3-

Кислые соли распадаются ступенчато. На первом этапе отделяются катионы металла, а на втором — катионы водорода.

1. KHSO₄ = K⁺ + HSO₄^—

2. HSO₄^— ⇄ H⁺ + SO₄^2-

Основные соли также диссоциируют в две ступени. На первой отделяются кислотные остатки, а за ними — гидроксильные группы OH^—.

1. MgOHBr = MgOH⁺ + Br^—

2. MgOH⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^—

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

С помощью молекулярных уравнений можно показать состав вещества с разложением его на молекулы. Полные ионные уравнения отражают реакцию диссоциации, т. е. расщепление молекул на ионы. Но в таком виде расписывают только сильные электролиты.

Не раскладывают на ионы:

• слабые электролиты;

• осадки;

• газы.

Рассмотрим это на примере взаимодействия между нитратом свинца и серной кислотой.

Молекулярное уравнение: Pb(NO₃)₂ + H₂SO₄ → 2HNO₃ + PbSO₄↓

Сульфат свинца PbSO₄ мы не будем раскладывать на ионы, поскольку это слабый электролит.

Полное ионное уравнение: Pb²⁺ + 2NO₃^— + 2H⁺ + SO₄^2- → 2H⁺ + 2NO₃^— + PbSO₄↓

Сократить это выражение очень просто — нужно убрать из обеих частей одинаковые ионы, которые не изменились в ходе реакции.

Сокращенное ионное уравнение: Pb²⁺ + SO₄^2- → PbSO₄↓

Как составить уравнение диссоциации

В левой части пишем молекулярную формулу вещества, а в правой — формулы образовавшихся катионов и анионов. Между ними ставим знак =, если это сильный электролит, или знак ⇄ — если средний или слабый. После этого нужно проставить коэффициенты перед ионами и проверить сумму катионов и анионов (она всегда равна 0).

Основные положения теории электролитической диссоциации

Итак, мы разобрались, что такое диссоциация в химии, а сейчас повторим ключевые моменты:

• При взаимодействии с водой или другими растворителями в электролитах разрывается химическая связь между частицами и они распадаются на ионы — происходит электролитическая диссоциация.

• Под действием электротока катионы перемещаются к положительно заряженному электроду, анионы — к отрицательно заряженному. Раствор электролита обладает проводимостью.

• Степень диссоциации зависит от типа электролита и от внешних условий. Для сильных электролитов она необратима, для слабых — это обратимая реакция.

• Химические свойства электролитов соответствуют свойствам ионов, которые образовались при диссоциации.

Вопросы для самопроверки

1. Чем электролиты отличаются от неэлектролитов? Приведите примеры тех и других веществ.

2. Согласно теории диссоциации что является причиной распада электролитов на ионы?

3. Что такое степень диссоциации и как она измеряется?

4. В каких случаях электролитическая диссоциация кислот бывает ступенчатой?

5. При каких условиях в уравнении диссоциации ставится знак =, а при каких — знак ⇄?

6. Какие компоненты ионного уравнения не раскладываются на ионы?

Диссоциация воды и рН

Диссоциация воды и рН

Вода имеет
склонность к диссоциации (распаду) на ионы в растворе. Результатом является уравнение, о котором я говорил:

H ₂ O + H ₂ O
H ₃ O ⁺ + OH ^—

Мы действительно можем измерить концентрацию этих 2
ионы. При измерении
как концентрация H ₃ O ⁺ и OH ^— составляют 0,0000001 моль/л.
или 1 х 10 ^-7 моль/л. Проверить
этот веб-сайт для анимации этого процесса:

http://www.scidiv.bcc.ctc.edu/wv/acid_base/dissociation_of_water.html

Теперь, если мы добавим кислоту в чистую воду, мы увеличить
концентрация иона H ₃ O ⁺ . Если мы добавим базу, мы увеличим OH-
концентрацию и уменьшить H ₃ O ⁺ концентрация.

Ан
кислота увеличивает концентрацию H ₃ O ⁺ , отдавая
протон (H ⁺ ) при растворении в воде:

HCl + H ₂ O H ₃ O ⁺
+ Cl ^—

Итак, снова кислота увеличивает H ₃ O ⁺
концентрация.

Основание является акцептором протона при растворении в воде, которое
увеличивает концентрацию OH-:

НХ ₃
+ Н ₂ О
(NH ₄ ) ⁺ + OH ^—

Таким образом, в этих случаях мы изменили H ₃ O ⁺
концентрации от 1 х 10-7 моль/л до другого значения. С кислотой мы увеличили H ₃ О ⁺
концентрацию, а для базы мы ее уменьшили. Итак, наши концентрации будут выглядеть так:

Теперь было бы неплохо использовать значения из этой таблицы.
громоздко, поэтому шкала рН позволяет нам выразить эти значения гораздо проще.
условия.

Термин pH означает взять логарифм ₁₀ [H+
концентрация] или [H ₃ O ⁺ концентрация].

Шкала pH имеет значения от 0 до 14, где 0 означает самую кислую среду, а 14
является самым основным и 7 является нейтральным.

Каждое изменение на 1 по шкале pH (пример: с 1 на 2 или с 8 на 7)
указывает на десятикратное изменение концентрации H ₃ O ⁺ .

Значение pH плюс значение pOH всегда равно 14.

Итак, каковы значения pH для
таблица выше? Помните, используйте эту формулу:

pH = -log ₁₀ [H ₃ O ⁺ моль/л]

Помните, что (моль/л) просто показывает количество1 H 1 2 O 39001 ⁺
ионов на литр (л)

Для получения дополнительной информации и проверки своих ответов вернитесь к предыдущему
сайте и нажмите вверху
страница. Вам нужно дважды щелкнуть, чтобы
проверить свои ответы.

Acids, Bases, and the Dissociation of Water

Name____________________________________________Date:________

Atoms can gain or lose electrons in order to form ions in процесс, называемый ионизацией (соединения, образующиеся таким образом, называются ионными соединениями). Когда ионные соединения растворяются в воде, их ионы отделяются друг от друга в процессе, называемом диссоциацией. Одна интересная особенность воды и многих других ковалентных соединений заключается в том, что они тоже могут диссоциировать на ионы. В отличие от ионных соединений, таких как хлорид натрия, они не ионизируются до диссоциации; они осуществляют ионизацию и диссоциацию одновременно.

Диссоциация воды

Когда вода диссоциирует, одно из ядер водорода оставляет свой электрон вместе с атомом кислорода, превращаясь в ион водорода, в то время как кислород и другие атомы водорода становятся гидроксид-ионом. Поскольку ион водорода не имеет электрона, чтобы нейтрализовать положительный заряд своего протона, он имеет полную единицу положительного заряда и обозначается как H+. Ион гидроксида удерживает оставшийся электрон и, таким образом, имеет полную единицу отрицательного заряда, обозначенную буквой ОН-. Ион водорода (протон) недолго блуждает сам по себе, прежде чем присоединяется к атому кислорода второй неионизированной молекулы воды, образуя ион гидроксония (h4O +)

В любом образце воды очень немногие молекулы диссоциируют в любой момент времени: на самом деле только одна из 550 миллионов. Однако есть постоянное изменение; когда один ион водорода снова присоединяется к иону гидроксида с образованием молекулы воды, другая молекула воды диссоциирует, заменяя ион водорода и ион гидроксида в растворе.

Соляная кислота

Некоторые молекулы, ионные и ковалентные, диссоциируют таким образом, что они высвобождают ион водорода без высвобождения иона гидроксида. Эти вещества называются кислотами. Поскольку ион водорода в большинстве случаев представляет собой всего лишь один протон, химик определяет кислоту как «донор протона». Если «пожертвовать» очень много протонов (ионов водорода), эффект может быть очень глубоким, например, обжечь кожу или растворить металл. Проиллюстрированная кислота представляет собой соляную кислоту. Чистая соляная кислота представляет собой газ, но она легко растворяется в воде с образованием раствора иона водорода и иона хлора. Так как почти весь он диссоциирует в воде, его называют сильной кислотой. Кислоты, не диссоциирующие полностью, называются слабыми кислотами.

Гидроксид натрия

Противоположностью кислоты является основание, также известное как щелочь. Типичным сильным основанием является гидроксид натрия, основной компонент щелочи. Гидроксид натрия диссоциирует с образованием иона натрия и гидроксид-иона. Основание определяется как «акцептор протона». Наиболее распространенные основания производят гидроксид-ион при диссоциации, и именно гидроксид-ион принимает протон. Сильное основание может дать коже гораздо больший ожог, чем кислота.

Нейтрализация

При смешивании основания и кислоты ион гидроксида и основание соединяется с ионом водорода из кислоты с образованием воды. Этот процесс называется нейтрализацией.

Вопросы:

1. Что происходит, когда атом приобретает или теряет электрон?

2. Объясните своими словами, почему вода обычно имеет нейтральный рН, хотя молекулы воды диссоциируют.