Строение атома. Периодический закон, периодическая система

Обозначения: А – атомная масса (а.е.м.)

N – число нейтронов в ядре атома

Z – заряд ядра атома = порядковый номер элемента в ПСЭ =

= число протонов в ядре атома (р) = число электронов (е^–)

А = N + Z; N = А – Z; Z = А – N.

Обозначение элемента (Э): в ПСЭ – ^Z_АЭ; вне ПСЭ – ^А_ZЭ

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням

Уровни (n)	Подуровни	Орбитали (n2)	Электроны (2n2)
I	1 (s)
II	2 (s, p)	1 + 3 = 4	2 + 6 = 8
III	3 (s, p, d)	1 + 3 + 5 = 9	2 + 6 + 10 = 18
IV, V, VI, VII	4 (s, p, d, f)	1 + 3 + 5 + 7 = 16	2 + 6 + 10 + 14 = 32

 

Энергетический уровень (n)	Энергетический подуровень	Атомная орбиталь	Максимальное число электронов
Обозначение орбитали	Число орбиталей на энергетич. подуровне	Число орбиталей на энергетич. уровне (n2)	На подуровнях	На уровнях (2n2)
		1s
		2s 2p
		3s 3p 3d
		4s 4p 4d 4f

Правила заполнения электронных оболочек:

1. Выясняем, сколько электронов содержит атом элемента. Для этого находим порядковый номер элемента в ПСЭ, который равен числу протонов в ядре, заряду его ядра и количеству электронов.

2. Записываем схему электронного строения атома (распределение электронов по энергетическим уровням). Количество уровней соответствует номеру периода в ПСЭ, к которому принадлежит данный элемент.

3. Записываем электронную формулу элемента (распределение электронов по энергетическим подуровням):1S¹, где S – обозначение подуровня, ¹ – число электронов.

4. Записываем электронно-графическую формулу элемента (распределение электронов по энергетическим орбиталям).

Последовательное заполнение орбиталей имеющимися электронами следует начать с нижней 1s-орбитали. На каждой орбитали можно располагать не более двух электронов.

 

Например:заполнение электронных оболочек элемента с порядковым номером 7.

Это элемент азот, расположенный во втором периоде. Значит, в его атоме два энергетических уровня. В его атоме 7 электронов.

Схема электронного строения атома: ¹⁴₇N))

2 5

Распределение электронов по энергетическим уровням (см. табл. на с. 9):

· на первом (ближнем к ядру) уровне – 2 электрона,

· на втором (дальнем от ядра) уровне – 5 электронов.

Электронная формула элемента: ¹⁴₇N 1s² 2s² 2р³, т.е. заполнение орбиталей,
начиная с нижней 1s-орбитали следующее:

· 2 электрона расположены на 1s-орбитали,

· 2 электрона – на 2s-орбитали,

· оставшиеся 3 электрона – на трех 2p-орбиталях.

 

Электронно-графическая формула элемента: 2S² ↑↓ 2p³ ↑ ↑ ↑

¹⁴₇N 1S² ↑↓

Электроны заполняют все орбитали сначала по одному, и только после этого –

спариваются (правило Хунда).

 

Для атомов c небольшим числом электронов порядок заполнения уровней и подуровней вполне логичный: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s …

С увеличением числа электронов в атоме подуровень 4s начинает заполняться раньше, чем 3d. А на более высоких уровнях такие «нарушения» становятся правилом:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d,...

Решение типовых задач:

 

VI. Строение атома

(распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям)

VI.1. Определите строение атомного ядра, напишите электронно-графическую формулу (распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям) для элемента с порядковым номером 15 в ПСЭ.

Дано: Элемент с порядковым № 15 в ПСЭ

Найти: Строение атомного ядра; электронно-графическая формула.

Решение: Порядковый номер 15 в ПСЭ имеет элемент фосфор. Химический знак – Р.

Его номер соответствует:

· количеству положительно заряженных элементарных частиц в ядре атома (протонов);

· количеству отрицательно заряженных электронов, вращающихся вокруг ядра.

Атомная масса наиболее распространенного изотопа фосфора – А = 31 а.е.м. ³¹₁₅Р

Число нейтронов (N) в ядре этого изотопа рассчитывают как разность между атомной массой (А) и порядковым номером (т.е. зарядом ядра Z): N = А – Z = 31 – 15 = 16.

Строение атомного ядра фосфора:Р (15p + 16N).

Фосфор – элемент III периода, т.е. его электроны располагаются на трех энергетических уровнях. Схема электронного строения атома: ³¹₁₅Р)))

2 8 5

· на первом (ближнем к ядру) – 2, как у инертного газа гелия (1s²);

· на втором – 8, как у инертного газа неона (2s²2р⁶);

· на третьем (дальнем от ядра) – 5 электронов (3s² 3р³) – незавершенный электронный слой

Электронная формула фосфора имеет следующий вид: ³¹₁₅Р 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р³

 

1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р³

Как у гелия Как у неона

В основном (невозбужденном) состоянии атома фосфора его электронно-графическая формула имеет следующий вид: 3S² ↑↓ 3p³ ↑ ↑ ↑

2S² ↑↓ 2p⁶ ↑↓ ↑↓ ↑↓

³¹₁₅Р 1S² ↑↓

 

VII. Строение атома (определение элемента по внешнему энергетическому уровню)

VII.1. Распределение электронов на внешнем энергетическом уровне элемента можно представить формулой 3s²3р⁴. Составьте его электронно-графическую формулу, определите строение атомного ядра. Назовите этот элемент.

Дано: Распределение электронов на внешнем энергетическом уровне: 3s²3р⁴

Найти: Строение атомного ядра;

электронно-графическая формула,

название элемента.

Решение: Формула внешнего электронного слоя принадлежит элементу III периода.

У элементов III периода электроны расположены на 3 энергетических уровнях:

· на первом (ближнем к ядру) – 2, как у инертного газа гелия (1s²);

· на втором – 8, как у инертного газа неона (2s²2р⁶);

· на третьем (дальнем от ядра) – по условию задачи 6 электронов (3s²3р⁴).

 

Схема электронного строения атома элемента: Э)))

2 8 6

Электронная формула имеет вид: 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁴.

В основном (невозбужденном) состоянии атома элемента его электронно-графическая формула имеет следующий вид:

3p⁴ ↑↓ ↑ ↑

3S² ↑↓

2p⁶ ↑↓ ↑↓ ↑↓

2S² ↑↓

1S² ↑↓

Всего у этого элемента 16 электронов и 16 протонов в ядре.

Порядковый номер элемента в ПСЭ – 16,

атомная масса самого распространенного изотопа – А = 32 а.е.м.

Число нейтронов (N) в ядре этого изотопа рассчитывают как разность между атомной массой (А) и порядковым номером элемента (т.е. зарядом ядра Z): N = А – Z = 32 – 16 = 16.

Это сера – ³²₁₆S.

Строение атомного ядра серы:S (16p + 16N).

Химическая связь

 

Теоретические основы:

Способность атома образовывать химические связи – валентность.

Внеорганической химии вместо валентности используют понятие «степень окисления» (СО): условный заряд атома исходя из предположения, что связующие электроны переходят к более электроотрицательным атомам.

Правила определения СО элемента в молекулах или ионах:

• СО атома в молекуле может быть равна нулю или выражена (+) или (–) числом;

• молекула всегда электрически нейтральна, сумма условных (+) и (–) зарядов в ней равна нулю:

Н₃ Р О₄ (+1)۰ 3+ Х + (–2) ۰ 4 = 0, Х = +5

• в простых веществах СО атомов равна нулю, т.к. электронное облако в равной мере принадлежит обоим атомам (Н₂, Cl₂, N₂);

• СО металлов во всех соединениях (+): щелочные +1, щелочноземельные +2;

• СО водорода в соединениях с неметаллами +1, с щелочными и щелочноземельными металлами –1;

• СО фтора во всех соединениях –1;

• СО кислорода во всех соединениях –2 (исключение: фториды, пероксиды, озониды);

• СО атома в одноатомном ионе равна заряду этого иона (для иона К⁺ +1, S^–2 –2);

• при оценке СО в сложных ионах учитывают заряд иона:

Сr ₂О₇^–2 2 Х + (–2) ۰ 7 = – 2, Х = + 6.

• СО элементов в составе аниона соли такие же, как и в кислоте:

(NH₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ и H₂Cr₂⁺⁶O₇;

• В соединениях знак электроположительного элемента на первом месте, а электроотрицательного – на втором (исключение: N^–3H⁺³, C^–4H⁺⁴).

Maксимальная степень окисления – у элемента, отдавшего все валентные электроны с внешнего уровня (численно равна номеру группы в ПСЭ).

Mинимальная степень окисления – у элемента, который принял все электроны для завершения электронного слоя (для металлов она равна нулю, а для неметаллов – номеру группы минус 8).

Основные типы химических связей:

· ковалентная (образуется за счет общих электронных пар между атомами);

· ионная (образуется за счет электростатического притяжения ионов);

· металлическая (образуется за счет обобществленных электронов между атомами);

· водородная (образуется за счет электростатического притяжения

(+) поляризованного атома водорода одной молекулы

и (–) поляризованного атома F, О, N, Сl, S другой молекулы).

Виды водородной связи: межмолекулярные и внутримолекулярные.

 

На первый взгляд, в соответствии с приведенной выше схемой, определение типа связи основывается на природе химических элементов, образующих молекулу. На самом деле, этих данных недостаточно для того, чтобы разграничить полярную ковалентную и ионную связь, а также измерить степень полярности ковалентной связи. С этой целью используется такой показатель, как электроотрицательность (X), который измеряется в относительных величинах.

 

Шкала электроотрицательностей некоторых элементов (по Л. Полингу):

Элемент	Х		Элемент	Х
Cs	0,79	Cu	1,90
K	0,82	Si	1,90
Ba	0,89	Ag	1,93
Na	0,93	B	2,04
Li	0,98	P	2,19
Ca	1,00	H	2,20
Mg	1,31	C	2,55
Mn	1,55	S	2,58
Be	1,57	I	2,66
Al	1,61	Br	2,96
Zn	1,65	N	3,04
Cr	1,66	Cl	3,16
Fe	1,83	O	3,44
Co	1,88	F	3,98

 

Разность электроотрицательностей элементов (ΔX) позволяет судить о том, насколько их связь отличается от чисто ковалентной. Для вычисления ΔX из большей электроотрицательности вычитают меньшую.

 

При ΔX = 0 связь ковалентная неполярная:

· связь F– F в молекуле фтора F₂: ΔX = (3,98 – 3,98) = 0;

· связь O=O в молекуле кислорода O₂: ΔX = (3,44 – 3,44) = 0.

 

При 0 < ΔX < 0,4 связь условно ковалентная.

 

При ΔX от 0,4 до 2,0 связь ковалентная полярная:

· связь H–F в молекуле фтороводорода HF: ΔX = (3,98 – 2,20) = 1,78;

· связь C–Cl в молекуле CСl₄: ΔX = (3,16 – 2,55) = 0,61;

· связь S=O в молекуле SO₂: ΔX = (3,44 – 2,58) = 0,86.

 

При ΔX > 2,0 связь ионная:

· связь Na–Cl в соединении NaCl: ΔX = (3,16 – 0,93) = 2,23;

· связь Na–F в соединении NaF: ΔX = (3,98 – 0,93) = 3,05;

· связь K–O в соединении K₂O: ΔX = (3,44 – 0,82) = 2,62.

Решение типовых задач:

VIII. Определение степени окисления атомов в молекулах.

VIII. 1. Определите степени окисления атомов в молекулах: Cl₂, NН₃, НNО₃, KCl, KClО₃, Н_ЗРО₄. Ответ поясните.

Дано: Cl₂, NН₃, НNО₃, KCl, KClО₃, Н_ЗРО₄

Найти: Степени окисления атомов в данных молекулах.

Решение:

В соответствии с правилами определения степени окисления элемента в молекулах или ионах (см. теоретические основы):

· В молекуле Cl₂ СО хлора равна нулю, т.к. Cl₂ – простое вещество.

· В молекуле NН₃ СО водорода в соединении с неметаллом азотом равна + 1;

в составе молекулы аммиака NН₃ три атома водорода, их суммарная СО равна + 3,

при электронейтральности молекулы аммиака СО азота равна – 3:

Х + (+1) × 3 = 0; Х = – 3.

· В молекуле азотной кислоты НNО₃ СО водорода + 1, кислорода –2.

В электронейтральной молекуле азотной кислоты СО азота равна:

(+1) + Х + (–2) × 3 = 0 Х = + 5.

· В молекуле КСl щелочной металл калий имеет СО +1, а неметалл хлор: (+1) + Х = 0; Х = – 1.

· В молекуле бертолетовой соли КСlO₃ калий имеет СО + 1, кислород –2.

Следовательно, хлор имеет СО, равную: (+1) + Х + (–2) × 3 = 0; Х = +5.

· В молекуле ортофосфорной кислоты Н_ЗРО₄ водород имеет СО +1, кислород –2,

следовательно СО фосфора равна: (+1) × 3 + Х + (–2) × 4 = 0; Х = +5.

Ответ: Cl⁰₂; N^–3Н⁰₃; Н⁺¹N⁺⁵О^–2₃; K⁺¹Cl^–1; K⁺¹Cl⁺⁵О^–2₃; Н⁺¹_ЗР⁺⁵О^–2₄

IX. Типы химических связей

IX. 1. Определите тип связей в молекулах: LiF, ВеО, СО₂, NO, F₂. Ответ подтвердите расчетом разности электроотрицательности элементов (ΔХ).

Дано: LiF, ВеО, СО₂, NO, F₂.

Найти: ΔХ элементов и тип связей в данных молекулах.

Решение:

· в молекуле LiF связь атомов лития и фтора ионная:

Х(Li) = 0,98; Х(F) = 3,98; ΔХ = Х(F) – Х(Li) = 3,98 – 0,98 = 3,0;

поскольку ΔХ > 2,0, связь ионная.

 

· в молекуле ВеО связь атомов бериллия и кислорода ковалентная полярная:

Х(Ве) = 1,57; Х(О) = 3,44; ΔХ = Х(О) – Х(Ве) = 3,44 – 1,57 = 1,87;

поскольку 0,4 < ΔХ < 2,0, связь ковалентная полярная.

 

· в молекуле СО₂ связь атомов углерода и кислорода

Х(С) = 2,55; Х(О) = 3,44; ΔХ = Х(О) – Х(С) = 3,44 – 2,55 = 0,89;

поскольку 0,4 < ΔХ < 2,0, связь ковалентная полярная.

 

· в молекуле F₂ связь атомов фтора друг с другом ковалентная неполярная:

Х(F) = 3,98; ΔХ = Х(F) – Х(F) = 3,98 – 3,98 = 0;

поскольку ΔХ = 0 связь ковалентная неполярная.

 

Ответ: Тип связи: в молекуле LiF ионная;

в молекулах ВеО и СО₂ – ковалентная полярная;

в молекуле F₂ – ковалентная неполярная.

Раздел 2 Химические системы

2.1 Растворы

Теоретические основы:

Концентрация – количество растворенного вещества

в определенном объеме или массе раствора или растворителя.

1. Массовая концентрация – отношение массы растворенного вещества (т)

к объему раствора (V).

Измеряется в г/л, г/мл, кг/м³:

2. Массовая доля – отношение массы растворенного вещества (m₁)

к общей массе раствора (т₂).

Измеряется в долях единицы:

или в процентах (процентная концентрация):

3. Молярная концентрация – число молей растворенного вещества (n)

в 1 литре (1 дм³) раствора (V).

Измеряется в моль/л:

4. Нормальная (эквивалентная) концентрация – количество эквивалентов

растворенного вещества

в 1 л раствора:

n_экв

С = –––––

V

n_экв – количество эквивалентов; V – объём раствора, л.

молекулярный вес соединения

Эквивалент соединения = –––––––––––––––––––––––––––––––––––––

число связей между катионом и анионом

Число связей:

· для кислот = их основность = число атомов водорода (H₂SO₄ – 2).

· для оснований = их кислотность = число гидроксогрупп (Fe(OH)₃ – 3).

· для солей = произведение валентности (степени окисления) металла

и числа его атомов в молекуле соли

(NaNO₃ – 1, Al₂(SO₄)₃ – 6).

Например:

m_экв кислоты = М_{кислоты}/основность кислоты;

m_экв(H₂SO₄) = M(H₂SO₄)/2 = 98/2 = 49 г/моль;

m_экв основания = М_{основания}/кислотность основания;

m_экв(Ca(OH)₂) = M(Ca(OH)₂)/2 = 74/2 = 37 г/моль;

m_экв соли = М _соли/(число атомов металла × степень окисления металла)

m_экв(Al₂(SO₄)₃) = M(Al₂(SO₄)₃) = 342/2 = 171 г/моль;

m_экв оксида = М _оксида/(число атомов кислорода × 2);

m_экв(Fe₂O₃) = М(Fe₂O₃)/(3·2) = 160/6 = 26,7 г/моль.

Решение типовых задач:

Х. Концентрация растворов.

Х.1. Рассчитайте массовую концентрацию раствора, если в 0,5 л этого раствора содержится 5 г растворенного вещества.

Дано: m = 5 г, V = 0,5 л

Найти: С

Решение: Массовая концентрация (С) – отношение массы растворенного вещества (m)

к объему раствора (V):

m

С = ------, следовательно, С = 5 г/0,5 л = 10 г/л.

V

Ответ: С = 10 г/л.

 

Х.2. Определите, сколько граммов растворенного вещества и растворителя необходимо для приготовления 250 г 8-%-го раствора.

Дано: m _{раствора} = 250 г; С = 8%

Найти: m _{растворенного вещества}; m _{растворителя}.

Решение:

Процентная концентрация (С) – отношение массы растворенного вещества (m₁)

к общей массе раствора (m₂):

m₁

С = ------ × 100%

m₂

Преобразуем формулу процентной концентрации для расчета массы растворенного вещества:

С × m₂ 8% × 250 г 2000 г %

m₁ = -------- = ------------------- = ---------------- = 20 г

100% 100% 100%

Определим массу растворителя (m₃), вычитая массу растворенного вещества из общей массы раствора: m₃ = m₂ – m₁ = 250 г – 20 г = 230 г

Ответ: m _{растворенного вещества} = 20 г; m _{растворителя} = 230 г.

 

Х.3. Определите молярную концентрацию раствора хлорида кальция, содержащего 44,4 г растворенного вещества в 800 мл раствора.

Дано: m _{растворенного вещества} = 44,4 г; m _{раствора} = 800 мл.

Найти: С

Решение: Молярная концентрация – число молей растворенного вещества

в 1 л раствора: С = n/V.

Объем раствора известен по условию задачи. Необходимо определить число молей растворенного вещества. Для этого рассчитаем относительную молекулярную массу CaCl₂:

М_r(CaCl₂) = А_r(Ca) + 2А_r(Cl) = 40 + 35,5×2 =111. Отсюда М(CaCl₂) =111 г/моль

Определим число молей (n), содержащихся в 44,4 г CaCl₂ (m):

m

n = ------- = 44,4 г: 111 г/моль = 0,4 моль

М

Рассчитываем молярную концентрацию (С) по формуле: С = n/V, где V = 800 мл = 0,8 л

по условию задачи: С = 0,4 моль/0,8 = 0,5 моль/л

Ответ: С = 0,5 моль/л

 

Х.4. Определите, сколько граммов серной кислоты содержится в 1500 мл 0,2 М раствора.

Дано: V _{раствора} = 1500 мл; С = 0,2 М.

Найти: m H₂SO₄

Решение: m = n × М

Необходимо найти количество H₂SO₄ в молях и молярную массу H₂SO₄.

Молярная концентрация – число молей растворенного вещества в 1 л раствора,

т.е. в 1 л 1 М раствора содержится 1 моль растворенного вещества.

Следовательно, в 1 л 0,2 М раствора содержится 0,2 моль вещества,

а в 1500 мл = 1,5 л такого раствора – n моль вещества.

Отсюда n = 0,2 × 1,5 = 0,3 моль H₂SO₄.

Рассчитаем молекулярную массу H₂SO₄: М_r(H₂SO₄) = 2А_r(H) + А_r(S) + 4А_r(O) = 2 + 32 + 64 = 98

Молярная масса серной кислоты (М) численно равна её молекулярной массе (М_r):

М (H₂SO₄) = 98 г/моль.

Определяем массу (m) 0,3 моль H₂SO₄: m = n × М = 98 г/моль × 0,3 моль = 29,4 г

Ответ: m H₂SO₄ = 29,4 г

 

Х.5. Определите нормальную (эквивалентную) концентрацию раствора сульфата натрия, содержащего 2,13 г растворенного вещества в 300 мл раствора.

Дано: m _{растворенного вещества} = 2,13 г; m _{раствора} = 300 мл.

Найти: С

Решение: С = n_Э : V

Нормальная концентрация – количество эквивалентов растворенного вещества,

которое содержится в 1 л раствора.

Сульфат натрия – это соль. Эквивалентная масса соли рассчитывается по формуле:

m_эквсоли= М _соли/(число атомов металла × степень окисления металла).

Следовательно: Э(Na₂SO₄) = М (Na₂SO₄) / число атомов Na × степень окисления Na.

Э(Na₂SO₄) = М: 2 = М_r : 2 = (2 А_r(Na) + А_r(S) + 4 А_r(O)): 2 =

= (46 +32 + 64): 2 = 142: 2 = 71 г/экв.

Узнаем, сколько эквивалентов (n_Э) содержится в массе m растворенного вещества.

По условию m = 2,13 г; n_Э = m: Э = 2,13 г: 71 г/экв. = 0,03 экв.

Определяем нормальную концентрацию (С) как отношение числа эквивалентов (n_Э) растворенного вещества к объему раствора (по условию V = 300 мл = 0,3 л):

С = n_Э : V = 0,03 экв.: 0,3 л = 0,1 экв./л

Ответ: С = 0,1 экв./л.

 

Водородный показатель рН

Теоретические основы

Электролиты – вещества, которые в водных растворах проводят электрический ток

(растворимые кислоты, основания, соли)

Степень диссоциации (α): показывает, какая часть растворенных молекул электролита распалась на ионы:

N₁

α = ––––

N

N – общее число растворенных молекул;

N₁ – число растворенных молекул, распавшихся на ионы.

По степени диссоциации выделяют электролиты:

· сильные α ≥ 30% кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HClO₃, HClO₄;

щелочи: KOH, NaOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂;

все растворимые соли;

· средние α = 3-30% кислоты: H₂SO₃, H₃PO₃, H₃PO₄, HF;

· слабые α < 3% кислоты: H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃, CH₃COOH;

NH₄OH, основания: нерастворимые, амфотерные:

Mg(OH)₂, Be(OH)₂;

вода: Н₂О.

Вода относится к слабым электролитам, из 55 млн. молекул воды распадается на ионы всего 1: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^– Т.е. С _Н⁺ = С _ОН^– = 10^–7 моль/л.

Ионное произведение воды (К_Н2О) при 22°: К_Н2О = С _Н⁺ × С _ОН^– = 10^–14 моль²/л²

Добавление кислот ведет к увеличению концентрации ионов Н⁺

и снижению концентрации ионов ОН^–.

Добавление оснований приводит к повышению концентрация ионов ОН^–

и снижению концентрации ионов Н⁺.

Реакция среды по соотношению концентраций свободных Н⁺ и ОН^– ионов:

· нейтральная – С_н+ = С_он^_ = √10^–14 = 10^–7 моль/л (в чистой воде)

· кислая – С_н+ > С_он^_

· щелочная – С_н+< С_он^_

Водородный показательpH = – lgC_H⁺ десятичный логарифм концентрации

водородных ионов с обратным знаком,

который характеризует реакцию среды:

 

Конц. ионов, моль/л

Водородный показатель (рН)

5

Сильнокислая среда

Слабокислая среда

Нейтр. среда

Слабощелочная среда

Сильнощелочная среда

С Н+

10 0

10–1

10–2

10–3

10–4

10–5

10–6

10–7

10–8

10–9

10–10

10–11

10–12

10–13

10–14

С ОН–

10–14

10–13

10–12

10–11

10–10

10–9

10–8

10–7

10–6

10–5

10–4

10–3

10–2

10–1

10 0

 

Решение типовых задач:

ХI. Водородный показатель рН

 

ХI.1. Чему равна концентрация водородных и гидроксид-ионов в растворе, если его водородный показатель рН равен 6. Какова реакция среды этого раствора?

Дано: рН = 6

Найти: С_Н+; С_ОН–; реакция среды.

Решение: Если рН = 6, то С_Н+ = 10^–6 моль/л.

Концентрацию гидроксид-ионов (С_ОН–) можно рассчитать,

разделив ионное произведение воды (К_Н2О) на концентрацию водородных ионов (С_Н+):

К_Н2О 10^–14 моль²/л²

С_ОН–= ----------- = ---------------------- = 10^–8 моль/л.

С_Н+ 10^–6 моль/л

В данном случае С_Н+ > С_ОН–.

Концентрация Н⁺-ионов превышает концентрацию ОН^–-ионов в 100 раз:

С_Н+ 10^–6

------ = ------- = 100

С_ОН– 10^–8

Для определения реакции среды этого раствора следует сравнить значение рН = 6 с табличными величинами (см. табл. на с. 19): 4 < 6 < 7.

Следовательно, раствор имеет слабокислую реакцию.

 

Ответ: С_Н+ = 10^–6 моль/л, С_ОН–= 10^–8 моль/л. Реакция раствора слабокислая.

 

 

ХI.2. Определите концентрацию водородных и гидроксид-ионов, значение рН и реакцию среды в сантимолярном (0,01 моль/л) растворе соляной кислоты.

Дано: С_НСl = 0,01 моль/л

Найти: С_Н+; С_ОН–; рН раствора.

Решение: НСl – это сильная кислота.

В растворах сильных кислот молярная концентрация ионов водорода совпадает с молярной концентрацией кислоты

(как и концентрация гидроксид-ионов в растворах сильных оснований).

Поэтому в 0,01 М растворе НСl концентрация водородных ионов (С_Н+) равна 0,01 моль/л = 10^–2 моль/л, следовательно, рН = – lg С_Н+= – lg 10^–2 = 2.

Концентрацию гидроксид-ионов (С_ОН–) можно рассчитать, разделив ионное произведение воды (К_Н2О) на концентрацию водородных ионов (С_Н+):

К_Н2О 10^–14 моль²/л²

С_ОН–= ----------- = ---------------------- = 10^–12 моль/л

С_Н+ 10^–2 моль/л

В данном случае С_Н+ > С_ОН– в 10 млрд. раз:

С_Н+ 10^–2

------ = ------- = 10¹⁰

С_ОН– 10^–12

Для определения реакции среды этого раствора следует сравнить значение рН = 2 с табличными величинами (см. табл. на с. 19): 0 < 2 < 3.

Следовательно, раствор имеет сильнокислую реакцию.

Ответ: С_Н+ = 10^–2 моль/л; С_ОН– = 10^–12 моль/л; рН = 2. Реакция раствора сильнокислая.