рН - Назарбаев Интеллектуальные школы

Интерактивный online урок
по химии
для учащихся 10-11 классов
Алтаева Гульнар Саматовна,
учитель химии Назарбаев Интеллектуальной школы
города Астаны, к.х.н.
05.12.2011.
Вычисления, связанные
с ионной активностью.
Диссоциация воды.
Водородный показатель
Цель урока:
Изучение водородного
показателя (рН) как
важнейшей
характеристики
растворов
Ученик должен:
*Уметь составлять уравнения реакции
нейтрализации, опираясь на
молекулярный способ; молекулярноионный способ; сокращенный
молекулярно-ионный способ;
* Уметь находить ионное произведение
воды Кв;
*Уметь вести расчеты по формулам
рН = –lg [Н+]; рН + рОН = 14.
Что такое рН?
Вы смотрите каждый день телевизор. Вы
запомнили значение рН лица красивой женщины в
телевизионной рекламе парфюмерии?
Конечно, ответите вы, «пэ-аш» равно 5,6.
А что такое рН? Какого рода – мужского,
женского или среднего?
Как правильно сказать: «Равно, равен или равна?»
На вашем участке не растут некоторые
цветы или овощи. Вы позвали специалистапочвоведа, он пришел к вам с маленьким
приборчиком, вставил в землю какую-то трубку,
посмотрел на шкалу прибора и сказал, что у почвы
не такой рН, какой требуется таким растениям.
Следует в почву внести доломитовую муку или
известь.
Что такое рН?
Молоко на фермах и молокозаводах проверяют
на рН. Если рН не соответствует норме, молоко
быстро скисает.
Вы или ваши родители пришли к врачу с жалобами
на боли в желудке. После не очень приятной
процедуры исследования желудочного сока врач
отмечает низкое значение рН и прописывает
принимать лекарственные средства,
изменяющие рН.
Что же такое рН?
Кстати, читается «пэ-аш». Происходит от
первых букв латинского выражения Pundus
Hydrogenium – вес водорода.
Ответ на вопрос Вы узнаете сегодня на
уроке
Реакции нейтрализации
В реакциях между сильными кислотами и
основаниями (щелочами), проходящими в водных
растворах, всегда выделяется одно и то же
количество теплоты в расчете на 1 моль
образующейся воды, а именно 58 кДж/моль:
HCl + NaOH = H2O + NaCl, ∆Н = –58 кДж/моль,
HCl + КOH = H2O + КCl,
∆Н = –58 кДж/моль,
HNO3 + NaOH = H2O + NaNO3, ∆Н = –58 кДж/моль,
HNO3 + KOH = H2O + KNO3,
∆Н= –58 кДж/моль.
Все уравнения записаны молекулярным способом:
формулы исходных веществ и продуктов реакции
представлены для молекул, даже если такие
молекулы и не существуют в водном растворе.
Реакции нейтрализации
Во всех приведенных реакциях
образуется одно общее вещество –
вода. Поэтому можно предположить,
что тепловой эффект таких
реакций в растворе обусловлен
образованием воды из ионов водорода
(протонов) и гидроксид-ионов,
находящихся в растворах всех этих
реагирующих веществ в одинаковом
состоянии. Этот факт очень важен
для доказательства ионного
поведения кислот, оснований и солей
в водных растворах.
Реакции нейтрализации
Все перечисленные реакции – это реакции
нейтрализации сильной кислоты сильным
основанием. Равенство тепловых
эффектов этих реакций доказывает, что
кислоты, основания и образующиеся соли
находятся в ионном состоянии. С учетом
этого уравнение каждой реакции можно
записать молекулярно-ионным способом,
в котором сильные электролиты
представляют в виде ионов, а слабые – в
виде молекул. Например:
H+ + Cl– + Na+ + OH– = H2O + Na+ + Сl–,
∆Н = –58 кДж/моль.
Реакции нейтрализации
Очевидно, одни и те же ионы,
входящие в правую и левую части
уравнения реакции, можно не
записывать. Тогда все приведенные
выше четыре уравнения реакции
могут быть выражены одним
уравнением:
H+ + OH– = Н2О, ∆Н = –58 кДж/моль.
Такой способ написания уравнений
реакций носит название
сокращенного молекулярно-ионного.
Реакции нейтрализации
Заметим, что запись формул сильных
электролитов в виде формул молекул
принципиально неправильна, т. к. в
водном растворе нет таких веществ, как
HCl, HNO3, NaOH, KOH, NaCl, KCl,
NaNO3, KNO3, а есть только ионы этих
веществ.
В молекулярном виде уравнение может
быть записано, если реакция проходит в
газообразном состоянии, между
кристаллами или в неводном растворе, в
котором вещества не диссоциируют на
ионы.
Реакции нейтрализации
Уравнения реакций в виде формул молекул
записывают для неэлектролитов, слабых
электролитов, газообразных и
малорастворимых в воде веществ.
В качестве примеров приведем уравнения
реакций нейтрализации с участием
слабых электролитов:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
(неверная запись для водного раствора!),
CH3COOН + OH– = CH3COO– + H2O
(записывать только так!);
Реакции нейтрализации
*NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O
(неверная запись для водного раствора!),
NH4OH + H+ =NH4+ + H2O
(записывать только так!);
*CH3COOH + NH4OH = NH4CH3COO + H2O
(неверная запись для водного раствора!),
CH3COOH + NH4OH = NH4++ CH3COO– + H2O
(записывать только так!).
Однако, если вас попросят ответить на
вопрос, какие вещества останутся в чашке после
выпаривания раствора, вы можете уверенно
написать формулы солей, содержащих в своем
составе ионы.
Реакции нейтрализации
Уравнение нейтрализации
Н+ + ОН– = Н2О, ∆Н = –58
кДж/моль,
записанное в обратном направлении:
Н2О = Н+ + ОН–, ∆Н = 58
кДж/моль,
есть уравнение диссоциации
воды как слабого электролита.
Реакции нейтрализации
В воде и водных растворах концентрации ионов
Н+ и ОН– взаимосвязаны константой
диссоциации воды:
Н2О = Н+ + ОН–
–16
+
–
Кдисс = [Н ][ОН ]/[Н2О] = 1,8•10
(при 22 °С).
Мольная концентрация воды из-за ее крайне
незначительной диссоциации остается
постоянной, поэтому она равна
[Н2О] = 1000/18 = 55,56 моль/л.
Объединим константу равновесия диссоциации
воды с постоянным значением ее
концентрации:
К•[Н2О] = 1,8•10–16•55,56 = 1•10–14.
Ионное произведение воды
Полученная величина называется
ионным произведением воды Кв:
Кв = [Н+][ОН–] = 1•10–14.
Это произведение согласно закону
действующих масс, являясь
константой равновесия, не
зависит от концентраций ионов
водорода и гидроксид-ионов и
постоянно при данной
температуре.
Ионное произведение воды
В чистой воде или нейтральном (не
кислотном, не щелочном) растворе
концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов
равны:
[Н+] = [ОН–],
поэтому
Кв = [Н+][ОН–] = [Н+]2 = 1•10–14.
В чистой воде или нейтральном водном
растворе концентрация ионов водорода равна
а концентрация гидроксид-ионов равна:
Ионное произведение воды
Если в чистую воду добавить ионы водорода
(прилить кислоту), то получится кислотный
раствор, в котором концентрация ионов
водорода будет больше 1•10–7 моль/л:
[Н+] > 1•10–7 моль/л.
Если в чистую воду добавить гидроксид-ионы
(прилить щелочи), то получится основный
(щелочной) раствор, в котором концентрация
ионов водорода будет меньше 1•10–7 моль/л:
[Н+] < 1•10–7 моль/л.
В кислотных растворах содержание гидроксид-ионов:
[ОН–] < 1•10–7 моль/л,
а в основных растворах:
[ОН–] > 1•10–7 моль/л.
Водородный показатель
Пользоваться такими значениями
концентраций, выраженными в виде
числа 10 в отрицательной степени,
очень неудобно, и было предложено
применять отрицательные
десятичные логарифмы
концентраций ионов водорода и
гидроксид-ионов и обозначать их
соответственно рН и рОН:
рН = –lg [Н+],
pOH = –lg [ОН–]
Водородный показатель
Величина рН называется
водородным показателем.
В 1909 г. С.Сёренсен предложил для
выражения кислотности растворов
указывать величину отрицательного
десятичного логарифма
концентрации ионов водорода,
которая получила обозначение pH:
pH = –lg [H+].
Водородный показатель
Прологарифмировав выражение
[Н+][ОН–] = 1•10–14 ,
получим
lg [Н+] + lg [ОН–] = –14.
Для водных растворов выполняется
соотношение:
рН + рОН = 14.
Для нейтральных растворов рН = 7,
для кислотных растворов рН < 7,
для основных (щелочных) растворов рН > 7.
Изменение рН на единицу соответствует
изменению
водородных ионов в 10 раз.
Водородный показатель
Принято считать
сильнокислотными
растворами те растворы,
рН которых равен 1–2,
слабокислотными – 4–5,
нейтральными – около 7,
слабощелочными – 9–10 и
сильнощелочными – 12–13.
рН растворов
Вещество
pН < 7
Вещество
pН 7
Промышленная
концентрированная HCl (37%)
1,1
Слезы
7,0
Желудочный сок
1,0–1,5
Kровь
7,4
Лимонный сок
2,1
Водопроводная вода
7,5
Томатный сок
4,1
Морская вода
8,0
Черный кофе
5,0
Раствор пищевой
соды NaHCO3
8,5
Моча
6,0
Известковая вода
10,5
Человеческий пот
4–6
Аммиак из аптечки
11,9
Дождевая вода
6,5
1M раствор NaOH
14
Слюна
6,9
Насыщенный
раствор NaOH
~15
Молоко
6,9
Водородный показатель
Типичные примеры расчетов рН и
концентраций ионов водорода
в растворах кислот и оснований.
Пример 1. Чему равен рН 0,01М раствора
хлороводородной (соляной) кислоты?
Решение:
Чтобы дать правильный ответ, следует
написать уравнение диссоциации.
Хлороводородная кислота – сильная кислота,
поэтому из 0,01 моль НCl в водном растворе
образуется по 0,01 моль ионов водорода и
хлорид-ионов:
Водородный показатель
Концентрация ионов водорода будет
равна концентрации сильной
одноосновной кислоты:
с(Н+) = 0,01 моль/л. Откуда
рН = –lg 0,01 = –lg 10–2 = –(–2) = 2.
Пример 2. Рассчитайте рН 0,001М
раствора гидроксида натрия.
Решение:
Гидроксид натрия в водном растворе –
сильный электролит, поэтому
Водородный показатель
Концентрация гидроксидионов будет равна
концентрации сильного
однокислотного основания:
–
с(ОН ) = 0,001 моль/л.
Откуда
–3
10
рОН = –lg 0,001 = –lg
= –(–3)
= 3,
рН = 14 – рОН = 14 – 3 = 11.
Водородный показатель
Пример 3. Предполагая, что диссоциация
серной кислоты как сильного электролита
проходит по первой ступени, рассчитайте
рН раствора кислоты концентрации 0,123
моль/л.
Решение:
Откуда
рН = –lg 0,123 = –lg (1,23•10–1) = –lg 1,23
+(–lg 10–1) =
–0,0899 + [–(–1)] = –0,0899 + 1 = 0,91.
Водородный показатель
Пример 4. Раствор
соляной кислоты имеет
рН = 3. Рассчитайте
концентрацию ионов
водорода в этом растворе.
Решение
+
–lg с(Н ) = 3. Следовательно,
с(Н+) = 10–3 = 0,001 моль/л.
Водородный показатель
Пример 5. Раствор соляной кислоты
имеет рН = 3,21. Рассчитайте
концентрацию ионов в этом растворе и
концентрацию кислоты.
Решение
–lg с(Н+) = 3,21, значит,
с(Н+) = 10–3,21 = 0,00062 моль/л.
Концентрация сильной соляной кислоты
равна концентрации ионов водорода.
Заметьте, мы условно говорим о
концентрации соляной кислоты НСl, ведь
в растворе нет молекул НСl, а только
ионы водорода и хлорид-ионы.
Водородный показатель
Пример 6. Раствор гидроксида натрия имеет рН =
12,4. Рассчитайте концентрацию гидроксид-ионов,
ионов водорода и концентрацию гидроксида натрия в
этом растворе.
Решение
–lg с(Н+) = 12,4.
с(Н+) = 10–12,4 = 10–13•100,6 = 3,98•10–13 моль/л.
Далее, рОН = 14 – рН = 14 – 12,4 = 1,6.
Следовательно, с(ОН–) = 10–1,6 = 0,025 моль/л.
Концентрация сильного электролита
гидроксида натрия равна концентрации
гидроксид-ионов.
Заметьте, мы условно говорим о
концентрации гидроксида натрия, ведь в
растворе нет молекул этого вещества, а
только ионы натрия и гидроксид-ионы.
Кислоты и основания
Определения кислот и оснований вы знаете.
Кислота – вещество, содержащее водород и
диссоциирующее в воде с образованием ионов
водорода (гидроксония). По числу
отщепляющихся ионов водорода кислоты
бывают одноосновные, двухосновные и
трехосновные.
Основаниями называют вещества, содержащие
гидроксильную группу и способные
диссоциировать в воде с образованием
гидроксид-ионов. Растворимые основания
называют щелочами. Основания,
диссоциирующие с образованием одного, двух и
трех гидроксид-ионов из одной «молекулы»,
называют однокислотными, двухкислотными и
трехкислотными.
Кислоты и основания
Способность вещества реагировать
как кислота или как основание не
является свойством, присущим
конкретно данному веществу, т. к.
нередко в одних реакциях вещество
ведет себя как кислота, в других –
как основание (амфотерность). В
кислотно-основных реакциях одно
вещество играет роль кислоты по
отношению ко второму веществу –
основанию. В других реакциях роли
основания и кислоты изменяются.
Кислоты и основания
Было предпринято много попыток
дать определения кислоты и
основания, которые бы позволяли
раз и навсегда относить данное
вещество или к классу кислот, или
к классу оснований.
Наиболее успешной оказалась такая
попытка (1923) датского
физикохимика Й.Н.Бренстеда.
Кислоты и основания
Согласно обычному определению,
предложенному в 1887 г. С.Аррениусом,
кислотами называют соединения, образующие
при диссоциации ионы H+ (т.е. H3O+), а
основаниями — гидроксид-ионы OH–. Однако
настоящие ионы водорода, т.е. свободные
протоны, в водных растворах существовать
не могут: константа равновесия реакции
присоединения протона к молекуле воды
H+ + H2O = H3O+
равна примерно 10200. Это значит, что
протоны в водной среде полностью связаны
молекулами воды (или другими частицами,
если их сродство к протону еще больше).
Кислоты и основания
Именно поэтому мы не стали писать в
уравнении реакции:
H+ + H2O = H3O+
знака обратимости реакции, хотя формально
говорим о равновесии.
Таким образом, реакция диссоциации кислот, а
также реакция нейтрализации, являющаяся
важнейшей реакцией кислот и оснований,
представляют собой перенос протона от
одной частицы к другой.
В 1923 г. Й.Н.Бренстед дал определение
понятий кислоты и основания, основанное на
переносе протона.
Кислоты и основания
Кислоты – это вещества, отдающие
в реакциях ионы водорода, а основания –
вещества, присоединяющие ионы
водорода (протоны).
Кислотами и основаниями могут
считаться и нейтральные молекулы, и
ионы.
Кислота и основание сопряжены друг с
другом – сопряженные кислота и
основание.
Кислоты и основания
Например, в уравнении реакции
диссоциации серной кислоты
H2SO4 + H2O =
+ H3O+
и в уравнении обратной реакции
+ H3O+ = H2SO4 + H2O
кислотами являются H2SO4 и H3O+,
основаниями – H2O и
.
Если вещество реагирует как кислота,
то в системе обязательно
присутствует сопряженное с ней
основание, и наоборот.
Кислоты и основания
По Бренстеду, реакция нейтрализции
кислоты и основания – это реакция не
нейтрализации, а получения новой
кислоты и нового основания.
Еще более удивительно трактование
состава некоторых кристаллических
веществ. Например, в кристаллической
решетке хлорида аммония NH4Cl в узлах
кристаллической решетки содержатся
ионы NH4+– кислоты и ионы Сl– –
основания. В солях все катионы –
кислоты и все анионы – основания.
Кислоты и основания
Частица, способная как отдавать, так и
присоединять протон, называется
амфолитом.
Обратите внимание, что в определениях
Аррениуса речь идет о веществах, а у
Бренстеда о частицах — ионах или молекулах
в растворе. Примеры кислот по Бренстеду:
H3O+, NH4+, HCl; оснований: OH–, CO32–,
NH3; амфолитов: H2O, HCO3–.
Все реакции переноса протона носят общее
название протолиза. Реакция переноса
протона между двумя одинаковыми
частицами (например, между молекулами
воды) называется автопротолизом
Кислоты и основания
Отечественный физикохимик
М.И.Усанович ввел еще более
удивительные для нас и еще более общие
определения понятий кислоты и
основания: кислота – это вещество,
способное отдавать катионы и
присоединять анионы, основание – это
вещество, способное отдавать анионы и
присоединять катионы.
В частном случае, когда катионом
является ион водорода, мы приходим к
определениям Бренстеда.
Кислоты и основания
Мы привели определения кислот
и оснований по Бренстеду и
Усановичу для того, чтобы ВЫ
увидели, как поразительно
меняется содержание
определения понятия
в зависимости от используемой
научной теории.
Индикаторы
Существуют различные методы
определения концентрации ионов
водорода и рН раствора.
Один из простейших основан на
использовании кислотно-основных
индикаторов.
В качестве индикаторов используют
некоторые органические кислоты и
основания, которые резко меняют свою
окраску при изменении рН раствора.
Индикаторы
Так, индикатор фенолфталеин, состоящий
из трех бензольных колец, присоединенных к
атому углерода, и еще одного пятичленного
кольца с атомом кислорода, представляет
собой слабую кислоту, не обладающую
цветом в слабоосновной и кислотной средах
при рН < 8,1.
В более основной среде при рН > 9,6 у
атома кислорода пятичленного кольца
молекулы фенолфталеина связь
разрушается и образуется группа –СОО–,
при этом окраска индикатора становится
красно-малиновой.
Индикаторы
В некотором промежутке значений рН в
растворе обе формы молекулы индикатора
находятся в равновесии, вследствие чего
окраска раствора промежуточная.
Область значений рН, в которой
совершается переход одной формы
индикатора в другую и отмечается
изменение его окраски, – это интервал рН
перехода окраски индикатора, или, как
говорят, интервал перехода индикатора.
Обычно подбирают индикатор по
возможности с более узким интервалом
перехода.
Индикаторы
Наиболее употребляемые индикаторы, их
окраска в кислотной и основной средах и
интервалы перехода.
рН-метры
Для определения рН самых разнообразных
водных растворов (природные воды, кровь,
желудочный сок, молоко, технологические
растворы, сточные воды и тому подобные) в
настоящее время используют электронные
приборы – рН-метры.
В исследуемую жидкость помещается
стеклянный электрод, заряд которого
зависит от среды раствора.
Прибор определяет заряд электрода и
показывает рН изучаемого раствора.
Определение рН
Раньше пользовались набором индикаторов или
универсальным индикатором, окраска которого
непрерывно менялась по мере изменения среды
раствора.
Пример. Метод определения рН раствора с помощью
индикаторов заключается в последовательном
фиксировании изменения окраски нескольких
индикаторов в отдельных пробах раствора.
Испытание следует начинать с индикатора,
имеющего интервал перехода окраски в нейтральной
среде. Предположим, что при добавлении нескольких
капель лакмуса к 2–3 мл исследуемого раствора
последний окрасился в синий цвет.
Это значит, что рН раствора больше или равен 8,
т. е. рН » 8.
Определение рН
Затем следует испытать новую
порцию раствора фенолфталеином.
Если фенолфталеин принимает в
растворе малиновую окраску, значит,
рН=9,8.
Далее берут индикатор, имеющий
интервал перехода в еще более сильной
щелочной среде.
Определение рН
Пусть индикатор индигокармин
показал синюю окраску,
следовательно, рН « 11,6.
Сопоставив результаты двух
последних измерений: рН»9,8 и
рН«11,6, делаем выводы, что рН
исследуемого раствора находится
в интервале 9,8« рН « 11,6.
Определение рН
В качестве индикаторов можно использовать соки
растений, их плодов и цветов.
Растение
обычная
Окраска
в кислотной среде
Гортензия
Бледно-фиолетовая
Розовая
в щелочной
среде
Желтая
Фуксия
Фиолетовая
Kрасная
Оранжево-желтая
Ноготки
Роза
Настурция
Оранжевая
Розовая
Оранжевая
Оранжевая
Желтая
Желтая
Ежевика
Черная смородина
Черная
Темно-красная
Оранжевая
Розовая
Оранжевокрасная
Kрасная
Kрасная
Черника
Темно-красная
Kроваво-красная
Земляника
Kрасная
Kрасная
Изумруднозеленая
Зеленовато-
Зеленая
Зеленая
Определение рН
Ответьте на вопросы:
А). Сок какого растения наиболее
удобен в качестве кислотно-основного
индикатора?
В). Сок какого цветка невозможно
использовать в качестве индикатора?
С). Как доказать, что при изменении
среды раствора индикатор изменяет
цвет, а не реагирует с образованием
прочных химических соединений с
ионами водорода и гидроксид-ионами?
Решение задач
1.Классифицируйте следующие частицы по Бренстеду
на кислоты, основания и амфолиты: H2SO4, SO42– , HSO4– ,
NH3, NH4+.
Ответ. Кислоты – H2SO4, NH4+; основания – SO42– ,NH3;
амфолит – HSO4–.
2. Классифицируйте следующие вещества (в водных
растворах) на сильные и слабые электролиты: NaCl,
CuCl2, BaSO4, Ba(OH)2, Fe(OH)2, H3PO4.
Ответ. Сильные электролиты – NaCl, BaSO4, Ba(OH)2.
Иногда говорят, что сульфат бария — слабый
электролит. Но речь идет о состоянии в растворе.
В его растворе молекул BaSO4 нет, т.е. его диссоциация
необратима.
Решение задач
Слабые электролиты – CuCl2, Fe(OH)2,
H3PO4.
В школьном курсе принято считать, что
все соли – сильные электролиты.
На самом деле это не так.
Сильные электролиты – это только соли
и гидроксиды щелочных и щелочноземельных (если не относить к таковым
бериллий и магний) металлов.
Решение задач
Решение задач
3.В 1 л раствора хлорида бария
содержится 2,64 моль ионов бария и
хлора. Рассчитать молярную
концентрацию хлорида бария в растворе,
если степень диссоциации равна 88%.
Дано:
V(р-ра) = 1 л,
(Ba2+) + (Cl–) = 2,64 моль = 88%, или 0,88.
Найти:
с(BaCl2).
Домашнее задание
Решение
BaCl2 = Ba2+ + 2Cl–,
(Ba2+) = 2,64/3 = 0,88 моль,
(Cl–) = 2 (Ba2+) = 1,76 моль.
Найдем количество вещества BaCl2, распавшегося на
ионы:
(BaСl2) = (Ba2+) = 0,88 моль.
Составим пропорцию и найдем общее количество
вещества х моль BaСl2 в растворе:
0,88 моль – 88%,
х моль – 100%.
Отсюда x = 1 моль.
с(BaСl2) = /V = 1 моль/1 л = 1 моль/л.
Ответ. 1 моль/л.
РЕФЛЕКСИЯ
1. Что не понравилось на уроке?
2. Что понравилось?
3. Какие вопросы остались для
тебя неясными?
4. Оценка работы преподавателя и
своей работы (обоснованная).
.
Домашнее задание
Переведите на русский язык.
In 1877 one of the scientific periodicals carried an article by
Arrhenius entitled «Dissociation of Substances Dissolved in
Water». In this article Arrhenius presented the results of his
investigations on the electrical conductivity of solutions.
According to Arrhenius the electrical conductivity of
electrolytes was due to dissociation of their molecules into
electrically charged particles which he called ions. This term
was first used by Faraday in slightly different sense.
The assumptions put forth by Arrhenius in the abovementioned article were subsequently developed in integral
theory known as the Theory of Electrolytic Dissociation or the
Ionization Theory.
Домашнее задание
Переведите на русский язык.
The main theses of this theory are as follows. When electrolytes are
dissolved in water their molecules break up to a greater or lesser degree
into ions, i.e., electrically charged particles. Each substance forms two
kinds of ions, carrying positive and negative charges respectively. The
positively charged ions of acids, bases and salts are those of hydrogen
and metals, while the negatively charged ions are acid and hydroxyl
radicals.
The total number of positive charges acquired by one kind of ions
equals the total number of negative charges on the ions of the other
kind, so that the solution as a whole remains electrically neutral.
The difference between ions on the one hand and neutral atoms and
molecules on the other, is that the former possess electrical charges, but
this makes their properties absolutely different.
Домашнее задание
5. В 1 л 10–4М раствора уксусной кислоты содержится
6,26•1019 ее молекул и ионов. Определить степень
диссоциации кислоты в этом растворе.
Ответ. 3,99%.
6. 100 мл 0,01М раствора азотистой кислоты содержит
6,15•1020 растворенных частиц. Определить степень
диссоциации азотистой кислоты в этом растворе.
Ответ. 2,16%.
7. В 100 мл 0,1М раствора муравьиной кислоты
содержится 6,82•1021 недиссоциированных молекул и
ионов. Вычислить степень диссоциации кислоты в
этом растворе.
Ответ. 13,3%.
Домашнее задание
8. При растворении слабого бинарного электролита
(количество вещества 0,25 моль) на ионы распалось 0,02
моль. Чему равна степень диссоциации электролита в
этом растворе?
Ответ. 8%.
9. Найти степень диссоциации:
а) в 0,1М растворе уксусной кислоты, если константа
диссоциации равна
1,75•10–5;
б) в 0,001М растворе хлорноватистой кислоты, если
константа диссоциации равна 5•10–8;
в) в 0,05М растворе циановодородной кислоты, если
константа диссоциации равна 7,9•10–10.
Ответ. а) 1,32%; б) 0,71%; в) 0,0126%.
Домашнее задание
10. Константа диссоциации
сероводородной кислоты по первой
ступени равна 1,1•10–7. Найти степень
диссоциации сероводородной кислоты по
этой ступени в 0,1М растворе.
Ответ. 0,105%.
11. Определить концентрацию гидроксидионов в 0,01М растворе гидроксида
аммония, если константа диссоциации
равна 1,77•10–5.
Ответ. 0,42•10–3 моль/л.
Домашнее задание
12. Определить концентрацию протонов
в 1М растворе муравьиной кислоты, если
константа диссоциации равна
1,77•10–4.
Ответ. 0,0133 моль/л.
13. Вычислить концентрацию протонов в
0,1М растворе фосфорной кислоты,
предполагая, что диссоциация
происходит по первой ступени и
константа диссоциации равна 7,11•10–3.
Ответ. 2,66•10–2 моль/л.
ЛИТЕРАТУРА
А.Темирбулатова, Н.Нурахметов, Р.Жумадилова, С.Алимжанова. Химия 11,
Учебник для 11 классов естественно-математического направления
общеобразовательных школ. «Мектеп», 2007 (каз. русс).
А.Е.Темирбулатова, Н.Б.Сагимбекова. Химия 11, Сборник заданий, Учебное
пособие для 11 классов естественно-математического направления
общеобразовательных школ. А, «Мектеп», 2007 (каз. русс).
А.Е.Темирбулатова, А.Ж. Казимова, Н.Б.Сагимбекова. Химия 11, Книга для
чтения, Учебное пособие для 11 классов естественно-математического
направления бщеобразовательных школ. А, «Мектеп», 2007 (каз. русс).
Н.С.Ахметов. Химия, Учебник для 10-11 классов общеобразовательных школ,
М., Просвещение, 1992
Р.Е.Рудзитис, Ф.Т.Фельдман. Химия, Учебник для 11-классов, М.,
Просвещение, 2000.
Н. Нурахметов, Н. Заграничная, А.Темирбулатова. Химия, Тестовые задания,
(Пособие для учащихся старших классов и абитуриентов, учителей и
репетиторов)
«Мектеп», 2007. (каз. русс).
.
ОЦЕНИВАНИЕ УЧЕБНЫХ
ДОСТИЖЕНИЙ
Критерии для оценивания
контрольной работы:
Критерий А. Единый мир
Критерий С. Научное знание и
понимание
Критерий E. Обработка
информации
Общий критериальный уровень переводится в
отметку
по следующей шкале:
Оценивание по 3 критериям:
Баллы
0-2
Оценка
1
3
4-6
7-9 10-12 13-15 1618
2
3
3
4
7 баллов – превосходно
6 баллов – очень хорошо
4
5
Ждем ваших вопросов и
ответов
Спасибо за внимание!
До скорой встречи!