Диссоциация воды. Водородный показатель. Среды водных

Подготовил: Кивва С.В.
Научный руководитель: доцент
Кузнецова И.В.
Молекула воды состоит из 2 атомов водорода и
1 атома кислорода, которые находятся друг
относительно друга под углом 105°
 Чистая (дистиллированная) вода – бесцветная
жидкость, без запаха и вкуса
 На земле существует в трех агрегатных состояниях
 Температура кипения 100°С
 Температура кристаллизации
(плавления) 0°С
 В XVIII веке вода послужила эталоном для выбора
единицы массы: массе 1 куб. см. было приписано
значение 1г
 Максимальная плотность при 4°C принята за 1г/мл, все
остальные вещества сравниваются по плотности и
массе с водой
 Плотность льда меньше, чем у жидкой воды, что
является аномальным свойством воды
 Вода обладает самой большой теплоемкостью
 Плохо проводит электрический ток
1. Взаимодействие с металлами
а) очень активные металлы при взаимодействии с водой
образуют гидроксид и водород
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 
гидроксид
натрия
2K + 2H2O = 2KOH + H2 
гидроксид
калия
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 
гидроксид
кальция
б) средние по активности металлы при
взаимодействии с водой при нагревании
образуют оксид металла и водород
Zn + H2O = ZnO + H2 
оксид
цинка
в) малоактивные металлы с водой
не реагируют
2. Взаимодействие с оксидами
а) оксиды металлов при взаимодействии
с водой образуют гидроксиды
CaO + H2O = Ca(OH)2
гидроксид
кальция
б) оксиды неметаллов при взаимодействии с водой
образуют кислоты
SO3 + H2O = H2SO4
серная
кислота
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
фосфорная кислота
2H2O = 2H2  + O2 
Вода – слабый электролит.
Н2О ↔ Н⁺ + ОН ̄
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов
называют ионным произведением воды КН2О.
Установлено, что при 25oС ионное произведение воды КН2О = 10 ̄¹⁴.
Ионное произведение воды даёт возможность вычислить концентрацию
гидроксид-ионов ОН⁻ в любом водном растворе, если известна
концентрация ионов водорода Н⁺, и наоборот.
Например, если
[ОН ̄ ] = 10⁻⁹ моль/л, то [Н⁺] = 10 ̄¹⁴/10⁻⁹ = 10⁻⁵ моль/л
Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией
ионов водорода Н⁺ или гидроксид-ионов ОН⁻.
Нейтральная – это среда, в которой концентрация ионов водорода равна
концентрации гидроксид-ионов:
[Н⁺] = [ОН ̄ ] = 10⁻⁷ моль/л
Кислотная – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше
концентрации гидроксид-ионов:
[Н⁺] > [ОН ̄ ], [Н⁺] > 10⁻⁷ моль/л
Щелочная – это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше
концентрации гидроксид-ионов:
[Н⁺] < [ОН ̄ ], [Н⁺] < 10⁻⁷ моль/л
Для характеристики сред растворов удобно
использовать так называемый водородный
показатель pH (пэ-аш), введенный датским
химиком Сёренсеном: р – начальная буква
слова potenz – математическая степень,
буква Н – химический знак водорода.
Водородным показателем рН называется
отрицательный десятичный логарифм
концентрации ионов водорода: рН = –lg[H⁺]
Например,
если [Н⁺] = 10-4 моль/л, то рН = 4, среда раствора кислотная;
если [Н⁺] = 10-10 моль/л, то рН = 10, среда раствора щелочная;
если [Н⁺] = 10-7 моль/л, то рН = 7, среда нейтральная.
Чем меньше pH, тем больше концентрация ионов Н⁺, то есть больше
кислотность среды; и наоборот, чем больше рН, тем больше щелочность
раствора. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода,
значением рН и реакцией среды раствора показана на схеме:
[H]
0
–1
–2
–3
–4
–5
–6
–7
–8
–9
–10
–11
–12
–13
–14
+ моль 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10
л
рH
Среда
раствора
0
1
2
Сильнокислотная
3
4
5
6
Слабокислотная
7
8
9
10
Слабощелочная
Нейтральная
11
12
13
14
Сильнощелочная
Существуют различные методы измерения
рН. Качественно тип среды и рН растворов
электролитов определяют с помощью
индикаторов – веществ, которые обратимо
изменяют свой цвет в зависимости от среды
растворов, то есть рН растворов. На практике
применяют такие индикаторы, как лакмус,
метиловый оранжевый, фенолфталеин,
универсальный.
Велика роль водородного показателя в самых различных явлениях и
процессах – и в природе, и в технике. Многие производственные процессы
в пищевой, химической и других отраслях промышленности, а также
биологические процессы протекают лишь при определённой реакции
среды.
Определённая реакция почвенного раствора необходима для нормального
развития различных культур в сельском хозяйстве. Для снижения
кислотности почв применяют известкование (внесение в почву карбонатов
кальция и магния), для снижения щёлочности – гипсование (внесение в
почву молотого гипса). Во внутренней среде живых организмов значение
рН постоянно. Так, желудочный сок при нормальной кислотности имеет
рН = 1,7 (сильнокислотная среда), кровь – рН = 7,4 (слабощелочная),
слёзы – рН = 6,9 (слабокислотная, близка к нейтральной).
В водном растворе частицы растворённого
вещества взаимодействуют с молекулами
воды. Такое взаимодействие может привести к
реакции гидролиза (от греч. hydro – вода, lysis
– разложение, распад).
Гидролиз – это реакция обменного
разложения веществ водой.
Гидролизу подвергаются различные вещества:
неорганические – соли, карбиды и гидриды
металлов, галогениды неметаллов;
органические – галогеналканы, сложные
эфиры и жиры, углеводы, белки,
полинуклеатиды.
Реакции гидролиза могут протекать обратимо
и необратимо.
1
Гидролиз галогеналканов используют для получения спиртов.
Например:
С2Н5Сl + H2О
t
хлорэтан
С2Н5ОН + HCl
этанол
Гидролиз сложных эфиров протекает обратимо в кислотной среде (в присутствии
2 неорганической кислоты) с образованием соответствующего спирта и карбоновой кислоты:
СН3 С
O
+ H2O
О С2Н5
H+, t
С2Н5ОН + СН3 С
этиловый эфир
уксусной кислоты
этанол
O
ОН
уксусная
кислота
3 Гидролиз дисахаридов, например сахарозы, можно представить следующим уравнением:
C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6
сахароза
глюкоза
фруктоза
4 Гидролиз аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ):
АТФ + H2O → Н3РО4 + АДФ + энергия