Как найти кислотную среду

Материалы портала onx.distant.ru

Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы.

Среда водных растворов

Вода и водные растворы окружают нас повсюду. В воде и в водных растворах присутствуют ионы Н⁺ и ОН^—. Избыток или недостаток этих ионов определяет среду раствора. 

В нейтральном растворе количество ионов водорода Н⁺ равно количеству гидроксид-ионов ОН^–.

[Н⁺] = [ОН^–]

Если количество ионов водорода Н⁺ больше количества гидроксид-ионов ОН^–, то среда раствора кислая:

[Н⁺] > [ОН^–]

Если количество ионов водорода Н⁺ меньше количества гидроксид-ионов ОН^–, то среда раствора щелочная:

[Н⁺] < [ОН^–]

Для характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН. Он определяется, как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. В нейтральной среде рН равен 7, в кислой — меньше 7, в щелочной — больше 7. 

Кислая среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
[Н+] > [ОН–]	[Н+] = [ОН–]	[Н+] < [ОН–]
pH < 7	pH = 7	pH > 7

Индикаторы

Для определения среды раствора используют специальные вещества, которые изменяют цвет в зависимости от среды раствора: индикаторы. В зависимости от среды эти вещества могут переходить в разные формы с различной окраской.

Чаще всего используют следующие индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин.

Окраска индикаторов в различных средах:

Индикатор/среда	Кислая	Нейтральная	Щелочная
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Метилоранж	Красный	Оранжевый	Желтый
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый

Растворы кислот и оснований

Характер среды определяется процессами, которые происходят с веществами в растворе. Кислот, основания и соли в воде диссоциируют на ионы. Кислоты диссоциируют на катионы водорода H⁺ и анионы кислотных остатков:

HA = H⁺ + A^–

При этом в растворе возникает избыток катионов водорода Н⁺, поэтому среда водных растворов кислот — кислая (что вполне логично).

Сильные кислоты  диссоциируют в разбавленных растворах практически полностью, поэтому среда разбавленных растворов сильных кислот, как правило, сильно кислотная. Некоторые кислоты (слабые) диссоциируют частично, поэтому среда водных растворов слабых кислот — слабо кислая.

Основания диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы ОН^–: 

МеОH = Ме⁺ + ОН^–

При этом в растворе возникает избыток катионов гидроксид-анионов ОН^–, поэтому среда водных растворов оснований — щелочная. Сильные основания (щелочи) хорошо растворимы в воде, поэтому среда их водных растворов — сильно щелочная. Нерастворимые основания в воде практически не растворяются, поэтому в водном растворе оказывается лишь небольшое количество ионов ОН^–. Среда водного раствора аммиака слабо щелочная.

Растворы солей

Среда водных растворов солей определяется не только диссоциацией, но и особенностями взаимодействия катионов металлов и анионов кислотных остатков с водой — гидролизом солей.

Попадая в воду, соли диссоциируют на катионы металлов (или ион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

Катионы металлов, которым соответствуют слабые основания, притягивают из воды ионы ОН^–, при этом в воде образуются избыточные катионы водорода Н⁺. Протекает гидролиз по катиону. Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой таким образом не взаимодействуют.

Например, катионы Fe³⁺ подвергаются гидролизу:

Fe³⁺ + HOH ↔ FeOH²⁺ + H⁺

Анионы кислотных остатков, которым соответствуют слабые кислоты, притягивают из воды катионы Н⁺, при этом в воде остаются гидроксид-анионы ОН^–. Протекает гидролиз по аниону. Анионы кислотных остатков сильных кислот таким образом с водой не взаимодействуют.

Например, ацетат-ионы (остаток уксусной кислоты CH₃COOH) подвергаются гидролизу:

CH₃COO^— + HOH ↔ CH₃COOH +  OH^—

В зависимости от состава соли водные растворы солей могут иметь кислую, нейтральную или щелочную среду.

Типы гидролиза солей в водных растворах:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Гидролиз не идет	Гидролиз по катиону
Анион слабой кислоты	Гидролиз по аниону	Гидролиз по катиону и аниону

Среда водных растворов солей:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Нейтральная	Кислая
Анион слабой кислоты	Щелочная	Нейтральная*

* на практике среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяется силой кислоты и основания

Тип гидролиза и среда водных растворов некоторых солей:

Катион/анион	Na+	NH4+
Cl–	NаCl, гидролиз не идет, среда  нейтральная	(NH4)2CO3 гидролиз по катиону, среда щелочная
CO32–	Na2CO3, гидролиз по аниону,  среда щелочная	Na2CO3, гидролиз по катиону и аниону,  среда определяется силой кислоты и основания

Индикаторы будут по-разному окрашиваться в водных растворах таких солей, в зависимости от среды. Таким образом, с помощью индикаторов можно различить водные растворы некоторых солей.

Окраска лакмуса в водных растворах солей, в зависимости от строения соли:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Лакмус фиолетовый	Лакмус красный
Анион слабой кислоты	Лакмус синий	Окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Окраска лакмуса в водных растворах некоторых солей:

Катион/анион	Na+	NH4+
Cl–	NаCl, лакмус фиолетовый	(NH4)2CO3 лакмус красный
CO32–	Na2CO3, лакмус синий	Na2CO3, окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Cреда водных растворов веществ. Индикаторы

Материалы портала onx.distant.ru

Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы.

Среда водных растворов

Вода и водные растворы окружают нас повсюду. В воде и в водных растворах присутствуют ионы Н + и ОН — . Избыток или недостаток этих ионов определяет среду раствора.

В нейтральном растворе количество ионов водорода Н + равно количеству гидроксид-ионов ОН – .

[ Н + ] = [ ОН – ]

Если количество ионов водорода Н + больше количества гидроксид-ионов ОН – , то среда раствора кислая:

[ Н + ] > [ ОН – ]

Если количество ионов водорода Н + меньше количества гидроксид-ионов ОН – , то среда раствора щелочная:

[ Н + ] ОН – ]

Для характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН. Он определяется, как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. В нейтральной среде рН равен 7, в кислой — меньше 7, в щелочной — больше 7.

Кислая среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
[Н + ] > [ОН – ]	[Н + ] = [ОН – ]	[Н + ] – ]
pH	pH = 7	pH > 7

Индикаторы

Для определения среды раствора используют специальные вещества, которые изменяют цвет в зависимости от среды раствора: индикаторы. В зависимости от среды эти вещества могут переходить в разные формы с различной окраской.

Чаще всего используют следующие индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин.

Окраска индикаторов в различных средах:

Индикатор/среда	Кислая	Нейтральная	Щелочная
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Метилоранж	Красный	Оранжевый	Желтый
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый

Растворы кислот и оснований

Характер среды определяется процессами, которые происходят с веществами в растворе. Кислот, основания и соли в воде диссоциируют на ионы. Кислоты диссоциируют на катионы водорода H + и анионы кислотных остатков:

HA = H + + A –

При этом в растворе возникает избыток катионов водорода Н + , поэтому среда водных растворов кислот — кислая (что вполне логично).

Сильные кислоты диссоциируют в разбавленных растворах практически полностью, поэтому среда разбавленных растворов сильных кислот, как правило, сильно кислотная. Некоторые кислоты (слабые) диссоциируют частично, поэтому среда водных растворов слабых кислот — слабо кислая.

Основания диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы ОН – :

МеОH = Ме + + ОН –

При этом в растворе возникает избыток катионов гидроксид-анионов ОН – , поэтому среда водных растворов оснований — щелочная. Сильные основания (щелочи) хорошо растворимы в воде, поэтому среда их водных растворов — сильно щелочная. Нерастворимые основания в воде практически не растворяются, поэтому в водном растворе оказывается лишь небольшое количество ионов ОН – . Среда водного раствора аммиака слабо щелочная.

Растворы солей

Среда водных растворов солей определяется не только диссоциацией, но и особенностями взаимодействия катионов металлов и анионов кислотных остатков с водой — гидролизом солей .

Попадая в воду, соли диссоциируют на катионы металлов (или ион аммония NH₄ + ) и анионы кислотных остатков.

Катионы металлов, которым соответствуют слабые основания, притягивают из воды ионы ОН – , при этом в воде образуются избыточные катионы водорода Н + . Протекает гидролиз по катиону. Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой таким образом не взаимодействуют.

Например , катионы Fe 3+ подвергаются гидролизу:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +

Анионы кислотных остатков, которым соответствуют слабые кислоты, притягивают из воды катионы Н + , при этом в воде остаются гидроксид-анионы ОН – . Протекает гидролиз по аниону. Анионы кислотных остатков сильных кислот таким образом с водой не взаимодействуют.

Например , ацетат-ионы (остаток уксусной кислоты CH₃COOH) подвергаются гидролизу:

CH₃COO — + HOH ↔ CH₃COOH + OH —

В зависимости от состава соли водные растворы солей могут иметь кислую, нейтральную или щелочную среду.

Типы гидролиза солей в водных растворах:

Катио н/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Гидролиз не идет	Гидролиз по катиону
Анион слабой кислоты	Гидролиз по аниону	Гидролиз по катиону и аниону

Среда водных растворов солей:

Катио н/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Нейтральная	Кислая
Анион слабой кислоты	Щелочна я	Нейтральная*

* на практике среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяется силой кислоты и основания

Тип гидролиза и среда водных растворов некоторых солей:

Катио н/анион	Na +	NH4 +
Cl –	NаCl, гидролиз не идет, среда нейтральная	(NH4)2CO3 гидролиз по катиону, среда щелочная
CO3 2 –	Na2CO3, гидролиз по аниону, среда щелочна я	Na2CO3, гидролиз по катиону и аниону, среда определяется силой кислоты и основания

Индикаторы будут по-разному окрашиваться в водных растворах таких солей, в зависимости от среды. Таким образом, с помощью индикаторов можно различить водные растворы некоторых солей.

Окраска лакмуса в водных растворах солей, в зависимости от строения соли:

Катио н/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Лакмус фиолетовый	Лакмус красный
Анион слабой кислоты	Лакмус синий	Окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Окраска лакмуса в водных растворах некоторых солей:

Катио н/анион	Na +	NH4 +
Cl –	NаCl, лакмус фиолетовый	(NH4)2CO3 лакмус красный
CO3 2 –	Na2CO3, лакмус синий	Na2CO3, окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Добавить комментарий

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.

Водородный показатель кислотности (рН)

Водородный показатель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:

.

История водородного показателя pH .

Понятие водородного показателя введено датским химиком Сёренсеном в 1909 году. Показатель называется pH (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, либо pondus hydrogeni — вес водорода). В химии сочетанием pX обычно обозначают величину, которая равна lg X, а буквой H в этом случае обозначают концентрацию ионов водорода (H + ), либо, вернее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH .

Вывод значения pH .

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) оказываются одинаковыми и равняются 10 −7 моль/л, это четко следует из определения ионного произведения воды, равное [H + ] · [OH − ] и равно 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Если концентрации двух видов ионов в растворе окажутся одинаковыми, в таком случае говорится, что у раствора нейтральная реакция. При добавлении кислоты к воде, концентрация ионов водорода возрастает, а концентрация гидроксид-ионов понижается, при добавлении основания — напротив, увеличивается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода уменьшается. Когда [H + ] > [OH − ] говорится, что раствор оказывается кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.

Чтоб было удобнее представлять, для избавления от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода используют их десятичный логарифм, который берется с противоположным знаком, являющийся водородным показателем — pH.

.

Показатель основности раствора pOH .

Немного меньшую популяризацию имеет обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, которая равняется десятичному логарифму (отрицательному) концентрации в растворе ионов OH − :

как во всяком водном растворе при 25 °C , значит, при этой температуре:

.

Значения pH в растворах различной кислотности.

• Вразрез с распространённым мнением, pH может изменяться кроме интервала 0 — 14, также может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 −15 моль/л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH= −1.

Т.к. при 25 °C (стандартных условиях) [H + ] [OH − ] = 10 −14 , то ясно, что при такой температуре pH + pOH = 14.

Т.к. в кислых растворах [H + ] > 10 −7 , значит, у кислых растворов pH 7, pH нейтральных растворов равняется 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды увеличивается, значит, увеличивается ионное произведение воды, тогда нейтральной будет pH = 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H + , так и OH − ); с понижением температуры, наоборот, нейтральная pH увеличивается.

Методы определения значения pH .

Существует несколько методов определения значения pH растворов. Водородный показатель приблизительно оценивают при помощи индикаторов, точно измерять при помощи pH-метра либо определять аналитическим путём, проводя кислотно-основное титрование.

1. Для грубой оценки концентрации водородных ионов часто используют кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. Самые популярные индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и др. Индикаторы могут быть в 2х по-разному окрашенных формах — или в кислотной, или в основной. Изменение цвета всех индикаторов происходит в своём интервале кислотности, зачастую составляющем 1–2 единицы.
2. Для увеличения рабочего интервала измерения pH применяют универсальный индикатор, который является смесью из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно изменяет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным способом затруднено для мутных либо окрашенных растворов.
3. Применение специального прибора — pH-метра — дает возможность измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем при помощи индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, которая включает стеклянный электрод, потенциал которого зависим от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ обладает высокой точностью и удобством, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, что дает измерять pH непрозрачных и цветных растворов и поэтому часто применяется.
4. Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — тоже даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) каплями добавляют к раствору, который исследуется. При их смешивании происходит химическая реакция. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, для полного завершения реакции, — фиксируется при помощи индикатора. После этого, если известна концентрация и объём добавленного раствора титранта, определяется кислотность раствора.
5. Влияние температуры на значения pH:

0,001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3,

0,001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11,73, при 30 °C pH=10,83,

Влияние температуры на значения pH объясняют разчной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не есть ошибкой эксперимента. Температурный эффект нельзя компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии.

Кислотность среды имеет важное значение для большинства химических процессов, и возможность протекания либо результат той или иной реакции зачастую зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований либо на производстве применяют буферные растворы, позволяющие сохранять почти постоянное значение pH при разбавлении либо при добавлении в раствор маленьких количеств кислоты либо щёлочи.

Водородный показатель pH часто применяют для характеристики кислотно-основных свойств разных биологических сред.

Для биохимических реакций сильное значение имеет кислотность реакционной среды, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода зачастую оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается под действием буферных систем организма.

В человеческом организме в разных органах водородный показатель оказывается разным.

Некоторые значения pH.

Водородный показатель pH: общее понятие и методы определения. Таблицы величин pH

Важной характеристикой водных растворов является уровень концентрации в них положительно заряженных ионов водорода и отрицательно заряженных гидроксид-ионов относительно друг друга. При одинаковых концентрациях и раствор считается нейтральным, при избытке катионов – кислотным и при избытке анионов – основным (щелочным). Величина, называемая водородным показателем, или pH раствора, – это количественное выражение кислотности.

Понятие о водородном показателе

Определение pH-фактора базируется на кислотно-основных свойствах воды. Ее молекулы способны к самопроизвольной диссоциации, благодаря чему в воде всегда присутствует некоторое количество ионов и . Их концентрация мала вследствие обратимости процесса диссоциации, который выражается формулой

⇄ +

Из формулы видно, что ионы водорода и гидроксила содержатся в воде в равной концентрации: []=[]. В стандартных условиях (при температуре 22–25° C) она составляет моль⁄л.

Величина =[]∙[] называется ионным произведением воды. При заданной температуре она является постоянной (при 22–25° C = моль/л) не только для воды, но и для разбавленных растворов. При добавлении кислоты к воде повышается концентрация [] и понижается [] (кислотность возрастает), при добавлении щелочи падает [] и растет [] (кислотность понижается).

В качестве показателя кислотности удобно использовать десятичный логарифм величины [] с обратным знаком:

pH = -lg []

Для воды и любой нейтральной среды водородный показатель составит: pH = — lg⁡ = -(-7) = 7

Шкала pH

На основе постоянства значения ионного произведения воды построена шкала величин pH различных растворов. Отметка «7» в ней соответствует нейтральной среде, числа слева от 7 – кислотной, и справа – основной (щелочной).

Важно помнить, что, поскольку для определения показателя кислотности для избавления от знака «минус» в показателе степени используется отрицательный логарифм, понижение pH означает повышение концентрации , то есть кислотных свойств, и наоборот. Так, значение 5 соответствует концентрации [] = моль⁄л и большей кислотности, чем 9, означающее, что в растворе содержится моль⁄л катионов водорода.

Методы определения величины pH

В зависимости от целей и условий значение водородного показателя устанавливается различными методами. Качественно оценить кислотность среды позволяет применение индикаторов. Точные количественные результаты получают с помощью измерительных методов.

Использование индикаторов

Метод основан на способности ряда органических веществ к изменению окраски в зависимости от кислотности среды. Распространенные индикаторы – лакмус, метилоранж, фенолфталеин. Каждый из них проявляет свои свойства в ограниченном диапазоне значений pH.

Индикатор	Интервал шкалы pH	Характер изменения цвета по мере уменьшения кислотности
Лакмус	5,0–8,0	красный → фиолетовый → синий
Метилоранж	3,1–4,4	красный → оранжевый → желтый
Фенолфталеин	8,2–10,0	бесцветный → малиновый

Индикаторный метод отличает простота наглядность и быстрота, но он недостаточно точен и зависит от субъективного восприятия цвета.

Достичь большей точности позволяет применение универсального индикатора. Он представляет собой смесь веществ и охватывает широкий диапазон pH от 0 до 14. Цвет, приобретенный нанесенным на бумажную полосу индикатором в той или иной среде, сравнивают с эталонной шкалой. Универсальный индикатор дает возможность определять pH с точностью до десятых долей.

Индикаторные методы неэффективны в случаях, когда раствор слишком слабый, имеет собственную яркую окраску или замутнен.

Ионометрический метод

Водородный показатель можно определить с точностью до 0,01 в широком диапазоне, применяя pH-метр. Прибор представляет собой электронный милливольтметр, определяющий разность потенциалов на электродах, один из которых (измерительный pH-электрод) помещен в исследуемый раствор. Другой (электрод сравнения) погружен в электролит с определенным pH. На нем создается стабильный потенциал, относительно которого измеряют pH анализируемой среды. Разность потенциалов пропорциональна величине показателя кислотности.

pH-метр требует тщательной калибровки. Для нее используются специально приготовленные буферные растворы с эталонными значениями pH, устойчивыми при разбавлении или добавкам небольших количеств сильных кислот или оснований. В приготовлении буферных растворов для pH-метрии применяются стандарт-титры – наборы чистых реактивов с точно известной массой, которые разводят дистиллированной водой до необходимой концентрации.

Конструкция современных pH-метров предусматривает вместо двух электродов один комбинированный, что значительно упрощает их использование.

Аналитический объемный метод

В данном способе определения водородного показателя применяется процедура кислотно-основного титрования, ведущую роль в которой играет реакция нейтрализации исследуемого образца титрантом – стандартным раствором с определенным pH. Если титруется раствор кислоты, в качестве титранта используют щелочь (гидроксид натрия или калия), если основание – титрантом является раствор сильной кислоты (соляной или серной).

Титрант медленно добавляют к образцу до достижения точки эквивалентности – момента, когда происходит полная нейтрализация титруемого раствора. Фиксация конечной точки титрования может производиться несколькими способами: с помощью индикатора, потенциометрии, спектрофотометрии или измерения электропроводности. Определив необходимый для нейтрализации объем титранта и зная его концентрацию, вычисляют pH препарата.

Влияние температуры на значение pH

Повышение температуры приводит к росту диссоциации слабых электролитов, в том числе и воды. Повышается равновесная концентрация ионов и и возрастает величина ионного произведения. Соответственно меняется и водородный показатель для нейтральной среды:

Температура T, 0° C	0	20	25	40	60	80	100
Ионное произведение воды, , моль ⁄л
Нейтральный pH = — lg(√(K_W ))=-lg K_W/2	7,5	7,1	7	6,8	6,5	6,3	6,1

Температурные изменения оказывают сложное и неоднозначное влияние на измерения pH. В целом органические и щелочные пробы более зависимы от них, чем неорганические и кислотные. При pH-метрии и титровании температура строго контролируется, а полученные результаты пересчитываются с целью приведения к значению, характерному при 25° C.

Значения pH некоторых растворов

При определении величины pH для растворов кислот и оснований принято выражать концентрацию раствора в единицах нормальности. Нормальная концентрация – это количество моль-эквивалентов вещества в 1 л раствора: .

Эквивалентом называется частица (реальная либо условная), которая в химических реакциях равноценна одному катиону или одному электрону. Моль-эквивалент содержит эквивалентов, а его масса в единицах называется молярной массой эквивалента .

Многоосновные кислоты могут отдавать один или более ионов водорода, поэтому число моль-эквивалентов в растворе и, соответственно, нормальность будет в разных случаях неодинакова. Она имеет обозначение «н.» с указанием доли нормальной концентрации. Например, серная кислота, молекула которой при диссоциации отдает два протона , при молярной концентрации имеет нормальность 1н.

pH растворов кислот

Кислота	Концентрация	pH
Азотная	0,1 н.	1,0
Борная	0,1 н.	5,2
Муравьиная	0,1 н.	2,3
Серная	н.	0,3
0,1 н.	1,2
0,01 н.	2,1
Сернистая	0,1 н.	1,5
Сероводородная	0,1 н.	4,1
Уксусная	н.	2,4
0,1 н.	2,9
0,01 н.	3,4
Соляная	н.	0,1
0,1 н.	1,1
0,01 н.	2,0
Щавелевая	0,1 н.	1,3

pH растворов оснований

Нормальность щелочей определяется аналогично нормальности кислот, исходя из количества гидроксид-ионов, которые отщепляются при диссоциации.

Основание	Концентрация	pH
Гидроксид калия	н.	14,0
0,1 н.	13,0
0,01 н.	12,0
Гидроксид кальция	насыщенный	12,4
Гидроксид натрия	н.	14,0
0,1 н.	13,0
0,01 н.	12,0

Значения pH некоторых бытовых веществ и пищевых продуктов

Вещество	pH	Продукт	pH
электролит аккумуляторный на основе	Роль показателя кислотности

Знание и использование водородного показателя играет значительную роль во многих областях жизни людей, особенно в здравоохранении и медицине, в водоснабжении, в производстве и грамотном потреблении продуктов питания и средств бытовой химии. Оно также важно в организации сельского хозяйства, в производстве кормов и удобрений. Показатель pH имеет большое значение при проведении научно-исследовательских работ в химии и биологии, а также при мониторинге многих технологических процессов в нефтехимической, топливной, атомной и других отраслях промышленности.

Тема: «Кислоты. Определение кислотности
среды с помощью различных индикаторов. Сравнение силы кислот»

Содержание:

Введение………………………………………………………………………… 3

§1. Кислоты и их свойства………………………………………………….. 4-10

1.1. Определение кислот…………………………………………………….. 4-5

1.2. Классификация кислот………………………………………………….. 6-7

1.3. Химические свойства кислот…………………………………………… 7-9

1.4. Получение кислот………………………………………………………… 10

§2. Определение кислотности среды и силы кислот…………………… 10-14

§3. Роль кислот в живых организмах. pH в живых
организмах…………. 14-16

Заключение…………………………………………………………………….. 17

Список литературы……………………………………………………………. 18

Введение.

Кислоты –
один из важнейших классов химических соединений. Вкус кислот отражается в
названии всего класса «кислоты – кислые». Кислоты широко распространены в
окружающем мире. Все фрукты, овощи и другие продукты питания содержат
органические кислоты: яблочную, лимонную, молочную, масляную, уксусную,
аскорбиновую и др. Жжение после укуса муравья обусловлено муравьиной кислотой.
Некоторые тропические пауки содержат уксусную кислоту, которую они используют
для защиты от своих врагов. Большое количество растений выделяют ванилиновую,
феруленовую, фумаровую и другие кислоты. В ядовитых грибах также содержатся
кислоты, например, в мухоморах — иботеновая кислота. И организме человека тоже
есть кислоты. Например, в желудке — соляная кислота, которая необходима в процессе
пищеварения.

Кислоты
имеют разное строение, разные функции, цвета, общие и специфические химические
свойства. Они участвуют в разных процессах. Один из которых электролитическая
диссоциация – процесс распада электролита на ионы, при растворении в воде или
расплавлении. Кислоты бывают сильные и слабые. Но сильные и слабые они не от
того, что они могут растворять металлы и прожигать дыры в одежде, а от
способности кислот отдавать протоны основаниям.

Цель
этого реферата – расширить свои знания в химии по теме «кислоты», их роль в
живых организмах.

Тема реферата актуальна, так как это одна
из важных тем химии 9 класса, которую изучают в разделе «Электролитическая
диссоциация». В этом реферате учащиеся смогут найти много интересных сведений о
кислотах.

В процессе
написания реферата использовались следующие источники информации. В первую
очередь это учебная литература: учебник 9 класса по химии (В. В. Еремин, Н. Е.
Кузьменко, А. А. Дроздов, В. В. Лунин «Химия 9 класс»), справочники,
энциклопедии, словари юного химика и учебники для подготовки поступления в вузы
(Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин, В.А. Попков. «Начала химии»). Больше всего
информации было в учебнике 9 класса и в учебниках для подготовки поступления в
вузы, но много полезной информации оказалось и в журнале «Химия для
школьников».

Задачи
реферата – рассмотреть классификацию кислот и их свойства; кислоты с точки
зрения электролитической диссоциации; учёных, внесших вклад в изучение кислот;
биологическое значение кислот в живых организмах, роль pH в живых организмах.

§1. Кислоты и их свойства.

1.1. Определение кислот.

Существуют
разные определения кислот:

1. В 1887
году шведский учёный Сванте Аррениус¹ в рамках разработанной им
теории электролитический диссоциации дал определение кислотам. Кислота – это вещество,
при диссоциации которого в водном растворе образуются ионы H⁺ ,
которые дают кислый вкус кислотам, оказывают действие ни индикаторы и металлы[4] . Теория
Аррениуса справедлива только в отношении разбавленных растворов кислот и
оснований и ограничивается только водными растворами.

В рамках
теории электролитической диссоциации кислота — это электролит, при
электролитической диссоциации которого из катионов образуются лишь катионы
водорода и анион кислотного остатка.

Например:

HCl→ H⁺ +Cl^—

H₂ SO₄ →2H⁺ +SO₄ ^2-

Параллельно
с теорией Аррениуса разработана теория сольвосистем, начало которой положили
работы американских химиков Кэди и Франклина² , опубликованные
в 1896—1905 гг., кислота — это соединение, которое даёт в растворе те
положительные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя
(Н₃ О⁺ , NH₄ ⁺ ).
Это определение хорошо тем, что не привязано к водным растворам.

H₂ O+H₂ O↔
Н₃ О⁺ +OH^—

NH₃ +NH₃ ↔NH₄ ⁺ +NH₂ ^—

2. В
основе одной из современных представлений о кислотах и основаниях лежит протонная
теория, предложенная в 1923 году независимо Дж.Брёнстедом³ и Т.
Лоури⁴ . Согласно этой теории, кислота — любая частица
(молекула или ион), являющаяся донором протона:

HF→H⁺ +F^—

HSO₄ ^— →H⁺ +SO₄ ^2-

NH₄ ⁺ →H⁺ +NH₃

Протонная
теория не отвергает теорию Аррениуса, но расширяет её. По Аррениусу, основание
считалось соединение, диссоциирующие в водном растворе с отщепление ионов OH^— .
В итоге появилось новое представление об основаниях как о веществах, способных
присоединять к себе протоны.

3.
Американский учёный Г.Льюис[5] в 1923-1926 гг.
выдвинул электронную теорию кислот и оснований. По определению Льюиса, кислота
— это электролит (вещество, участвующее в реакциях с переходом электрона, т.е
которое проводит электрический ток), принимающий электронную пару в реакции с
основанием, то есть веществом, отдающим электронную пару, т.е. кислота –
акцептор электронной пары.

В
качестве примера рассмотрим образование хлорида аммония в газовой фазе:

NH₃ +HCl=NH₄ Cl

Атом
азота выступает в данном случае донором (отдает электронную пару), а ион H⁺ ,
отщепившийся от молекулы хлороводорода, является акцептором.

Вывод:

Существует
много теорий кислот и оснований. Они не противоречат друг другу, а
рассматривают проблему кислотно-основного взаимодействия с разных точек зрения,
дополняя и взаимно обогащая друг друга.

§1.2. Классификация кислот.

В основу
классификации кислот могут быть положены различные признаки:

1. По
наличию атомов кислорода:

а)
Бескислородные.

Соединения
этой группы являются бинарными, т.е. состоят из двух химических элементов, один
из которых водород, а другой неметалл. Например, HCl ( соляная кислота), H₂ S
(сероводородная кислота);

б)
Кислородосодержащие (оксокислоты).

В этих
соединениях обязательно присутствует кислород. Например, азотная кислота — HNO_3.

2. По
числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе:

а)
Одноосновные. Например, HNO₃ – азотная кислота;

б)
Двухосновные. Например, H₂ SO₄ – серная
кислота, H₃ PO₃ — фосфористая кислота;

Несмотря
на то, что фосфористая кислота содержит три атома водорода, она двухосновная,
т.к. третий атом водорода не отщепляется в водных растворах.

в)
Трёхосновные. Например, H₃ PO₄ — фосфорная
кислота.

Ортофосфорная
кислота диссоциирует ступенчато в водном растворе:

H₃ PO₄ ↔
H⁺ +H₂ PO₄ ^—

H₂ PO₄ ^— ↔
H⁺ +HPO₄ ^2-

HPO₄ ^2- ↔
H⁺ +PO₄ ^3-

Кислоты

Трёхосновные

Одноосновные
Двухосновные H₃ PO₄

HNO₃ ,
HCl H₂ SO_4, H₂ S

3. По
силе (электролитическая диссоциация)

а)
Сильные электролиты— электролиты, практически полностью распадающиеся в водном
растворе на ионы. Например, HNO₃ — азотная кислота;

б) Слабые
электролиты — вещества, которые при растворении в воде распадаются на ионы лишь
частично (уксусная кислота ).

4. По
устойчивости

а)
Устойчивые . Например,H₂ SO₄ – серная кислота;

б)
Неустойчивые (H₂ CO₃ — угольная кислота), т.е.
при взаимодействии с разными веществами разлагается на воду и/или газ.

5. По
происхождению

а)
Неорганические. Например, HBr – бромистоводородная кислота, HCl –соляная
кислота;

б)
Органические. Самыми важными являются карбоновые кислоты, т.е. кислоты,
содержащие карбоксильную группу – COOH, соединенную с углеводородным радикалом.
Различают монокарбоновые ( имеют одну карбоксильную группу ,например,
муравьиная и уксусная кислоты), дикарбоновые ( две такие группы, например,
щавельная и янтарная кислоты) и поликарбоновые (много групп) кислоты.

6. По
летучести

а)
Летучие, т.е которые существуют не только в жидком состоянии, но и в
газообразном, например H₂ S – сероводородная кислота, HCl –
соляная кислота;

б)
Нелетучие, например, серная кислота H₂ SO₄ .

7. По
растворимости в воде

а)
Растворимые, например, HCl – соляная кислота;

б)
Нерастворимые, например, кремниевая кислота H₂ SiO₃ .

Вывод:

Кислот
очень большое количество и их можно разделить на группы в зависимости от их
свойств и состава.

§1.3. Химические свойства кислот.

Растворы
кислот имеют сходные химические свойства, так как они содержат H⁺ :

1.
Диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка.

2.
Измененяют окраску индикаторов.

Кислота+
лакмус → розовая окраска

+
метилоранж → красная окраска

+
фенолфталеин → бесцветная окраска

3.
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора
кислоты (кроме азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной
кислоты), если образующаяся соль растворима и выделяется газ — водород:

Mg⁰ +2H⁺ +2Cl^— =
Mg²⁺ +2Cl^— +H₂

Mg⁰ +2H⁺ =
Mg²⁺ +H₂

4. Взаимодействуют
с основными оксидами с образованием соли и воды.

CaO+2H⁺ +2Cl^— =
Ca²⁺ +2Cl^— +H₂ O

CaO+2H⁺ =
Ca²⁺ +H₂ O

5.
Взаимодействуют с щелочами с образованием соли и воды. Эта реакция называется
реакцией нейтрализации.

Na⁺ +OH^— +H⁺ +Cl^— =
Na⁺ +Cl^— +H₂ O

OH^— +H⁺ =
H₂ O

6.
Взаимодействуют с нерастворимыми в воде основаниями с образованием растворимой
в воде соли и воды.

Cu(OH)₂ +2H⁺ +SO₄ ^2- =
Cu²⁺ + SO₄ ^2- +2 H₂ O

Cu(OH)₂ +2H⁺ =
Cu²⁺ +2 H₂ O

7.
Взаимодействуют с амфотерными оксидами с образованием соли и воды

ZnO+2H⁺ +2NO₃ ^— =
Zn²⁺ + 2NO₃ ^— + H₂ O

ZnO+2H⁺ =
Zn²⁺ + H₂ O

8.
Взаимодействуют с солями, при условии если в продуктах выпадает осадок и (или)
выделяется газ.

Ba²⁺ +2Cl^— +2H⁺ +SO₄ ^2- =
BaSO₄ +2HCl

^Конц.

Na₂ CO₃ +HCl=2NaCl
+CO₂ ↑+H₂ O

2Na⁺ +CO₃ ^2- +H⁺ +Cl^— =2Na⁺ +2Cl^— +CO₂ ↑+H₂ O

CO₃ ^2- +H⁺ =
CO₂ ↑+H₂ O

9. Для органических
кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с
образованием сложного эфира и воды):

Например,

Но есть
кислоты, которые обладают специфическими свойствами, например концентрированная
азотная (HNO₃) и серная кислота (H₂ SO_4конц ),
соляная кислота(HCl):

1.
Концентрированная азотная кислота (HNO_{3 конц} .):

а) При
взаимодействии с малоактивными и неактивными металлами восстанавливается до NO₂

Cu+4HNO_3конц.= Cu(NO₃ )₂ +2NO₂ ↑+2H₂ O

б) При
взаимодействии с неметаллами образуется NO₂

S+6HNO_3конц. = H₂ SO₄ +6NO₂ ↑+2H₂ O

2.
Соляная кислота (HCl):

а)
Взаимодействие с аммиаком

NH₃ +HCl=
NH₄ Cl

б)
Взаимодействие с органическими соединениями: аминами и аминокислотами.

3.
Концентрированная серная кислота (H₂ SO_4конц )

а) Она
окисляет многие металлы. Продуктами восстановления кислоты обычно являются
оксиды серы (IV), сероводород и сера.

Cu+2H₂ SO_4 конц =CuSO₄ +SO₂ +2H₂ O

б)
Концентрированная серная кислота может окислять неметаллы

S+2H₂ SO_4 конц =3SO₂ +2H₂ O

Вывод :

Кислоты
имеет большое количество химических свойств. Общие свойства кислот обусловлены
наличием H⁺ , специфические свойства обусловлены кислотным
остаткоми и концентрацией кислоты.

§1.4. Получение кислот:

1.   Бескислородные кислоты могут быть получены
при непосредственном соединении неметаллов с водородом.

1.   Кислородосодержащие кислоты, кроме
кремниевой кислоты (H₂ SiO₃ ), могут быть
получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

1.   По реакциям обмена между солями и
другими кислотами.

1.   Могут быть использованы
окислительно-восстановительные реакции.

§2. Определение кислотности среды и силы
кислот.

Растворы
кислот имеют кислый вкус. Теория электролитической диссоциации объясняет его
наличием ионов водорода, образующихся в их растворах, т.е. эти растворы
называют кислотными или они имеют кислотную среду. Чем больше ионов H⁺ содержится
в растворе, тем выше кислотность среды. Кроме кислотной среды существует ещё
нейтральная и щелочная.

Кислотность
среды количественно характеризуют водородным показателем pH, связанным с
концентрацией ионов водорода. В нейтральных водных растворах pH=7, в кислотных
растворах pH<7, в щелочных pH>7.Чем больше в растворе ионов водорода, тем
меньше pH и тем более кислотную среду имеет раствор.

Вычисляется
как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм концентрации
водородных ионов, выраженной в молях на литр.

Это
понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёреном Сёренсеном. Показатель
называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni —
сила водорода, или pondus hydrogenii — вес водорода. Сёренсен
открыл его в период работы над технологией производства пива.

Кислоты бывают сильные и слабые.
Силу кислот химики связывают со способностью кислот отдавать протоны
основаниям. Чем слабее удерживает свой протон кислота, тем меньше энергии
затрачивает основание на отрыв этого протона, тем сильнее считается кислота.
Как раз с помощью значения водородного показателя pH можно определить является
ли данная кислота сильной или слабой (см. таблицу 1).

Таблица 1 «Значение pH для некоторых
кислот»

Формула кислоты	Значение pH (0,1 моль/литр)	Вид кислоты
HCl	1,0	сильная
HNO3	1,0	сильная
HF	2,1	слабая
H2 S	4,1	слабая

Также
силу кислоты можно определить по константе диссоциации.

Электролитическая
диссоциация слабых электролитов является обратимой реакцией, то есть схематически
её можно представить уравнениями (для одновалентных ионов:):

KA ↔ K⁺ +
A⁻ ,

где:

KA —
недиссоциированное соединение;

K⁺ —
катион;

A⁻ —
анион.

Константу
равновесия такой реакции можно выразить уравнением:

где:

[KA] — концентрация
недиссоциированного соединения в растворе;

[K⁺ ]
— концентрация катионов в растворе;

[A⁻ ]
— концентрация анионов в растворе.

Константу
равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.
Сильные электролиты диссоциируют практически нацело (реакция необратимая),
поэтому термин «константа диссоциации» для них лишён значения. Кажадая кислота
имеет свою константу диссоциации (см. таблицу 2).

Таблица 2 «Константа диссоциации для
некоторых кислот»

Кислота	Константа диссоциации
H2 SiO3 (кремниевая кислота)	К1 =1,3*10-10
HPO3 (метафосфорная кислота)	К1 =2,5*10-3
H2 CrO4 (хромовая кислота)	К1 =1,6*10-1
HСlO (хлорноватистая кислота)	К1 =3,0*10-8

Методы определения pH:

1.   Использование специального прибора
— pH-метра — позволяет измерять pH практически точно. Эти приборы измеряют
напряжение, создаваемое химическим источником тока.

2.   Аналитический объёмный метод —
кислотно-основное титрование — также даёт точные результаты определения
кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант[6] ) добавляется к
исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка
эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью
завершить реакцию, — фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию
и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.

3.   Влияние температуры на значения
pH. pH определяют при стандартной температуре 25 градусов по Цельсию ( 25̊ С).

4.   Для определения кислотности среды
используют кислотно- основные индикаторы, которые в различных средах имеют
разную окраску. Существуют десятки видов индикаторов (см. таблицу 3), которые
имеют различные окраски в трёх средах: кислотной, нейтральной и щелочной. В
лабораториях обычно используют универсальный индикатор, представляющий собой
смесь нескольких веществ. По его окраске можно не только определить кислотность
среды, но и значение pH раствора.

С помощью
индикаторов можно следить за протеканием химических реакций. Например, реакция
нейтрализации.

Таблица 3 «Изменение окраски индикаторов в
зависимости от среды»

Индикатор	Цвет более кислой формы	Цвет более щелочной формы
Метиловый фиолетовый	жёлтый	зелёный
Крезоловый красный	красный	жёлтый
Метиловый фиолетовый	зелёный	синий
Тимоловый синий	красный	жёлтый
Метиловый фиолетовый	синий	фиолетовый
(Ди)метиловый жёлтый	красный	жёлтый
Бромфеноловый синий	жёлтый	сине-фиолетовый
Конго красный	красный	синий
Метиловый оранжевый	красный	(оранжево-)жёлтый
Бромкрезоловый зелёный	жёлтый	синий
Бромкрезоловый синий	жёлтый	синий
Лакмоид	красный	синий
Метиловый красный	красный	жёлтый
Хлорфеноловый красный	жёлтый	красный
Лакмус (азолитмин)	красный	синий
Бромкрезоловый пурпурный	жёлтый	ярко-красный
Бромтимоловый синий	жёлтый	синий
Нейтральный красный	красный	янтарно-жёлтый
Феноловый красный	жёлтый	ярко-красный
Крезоловый красный	жёлтый	тёмно-красный
Тимоловый синий	жёлтый	синий
Фенолфталеин	бесцветный	малиново-красный
Тимолфталеин	бесцветный	синий
Ализариновый жёлтый ЖЖ	бледно-лимонно-жёлтый	коричнево-жёлтый
Нильский голубой	синий	красный
Диазофиолетовый	жёлтый	фиолетовый
Индигокармин	синий	жёлтый

§3. Роль кислот в живых организмах. pH в
живых организмах.

Кислоты
выполняют важную роль в живых организмах. Без них многие живые организмы не
смогли бы жить.

Тело
человека на 70% состоит из воды, которая является одной из наиболее важных его
составляющих, имеет определенное кислотно-щелочное соотношение, характеризуемое
рН (водородным показателем).

Значение
показателя рН зависит от соотношения между положительно заряженными ионами
(формирующими кислую среду) и отрицательно заряженными ионами (формирующими
щелочную среду).

Организм
постоянно стремится уравновесить это соотношение, поддерживая строго
определенный уровень рН. При нарушенном балансе могут возникнуть множество
заболеваний.

Основными
механизмами поддержания этого равновесия (гомеостаза) являются: буферные
системы крови (карбонатная, фосфатная, гемоглобиновая), легочная)система
регуляции, почечная (выделительная система).

Функции
карбонатной буферной системы (H₂ CO₃ – угольная
кислота/NaHCO₃ ) осуществляются следующим образом: NaHCO₃ (гидрокарбонат
натрия) диссоциирует на ионы Na⁺ и НСОз^— . Если
в кровь поступает кислота более сильная, чем уголь­ная, то происходит обмен
ионами Na⁺ с образованием растворимой угольной кислоты, что
пред­отвращает повышение концентрации ионов Н⁺ в крови.
Увеличение концентрации угольной кислоты приводит к ее распаду на воду (Н₂ О)
и углекислый газ (СО₂ ). Если в кровь поступает осно­вание
(гидроксид), то она реагирует с угольной кислотой, образуя гидрокарбонат натрия
(NaНСОз) и воду (Н₂ О), что опять-таки препятствует сдвигу рН в
щелочную сторону.

Водородный
показатель играет важную роль в:

1. Клетки
и межклеточная жидкость

В клетках
организма рН имеет значение около 7, а во внеклеточной жидкости – 7,4. Нервные
окончания, которые находятся вне клеток, очень чувствительны к изменению рН.
При механических или термических повреждениях тканей стенки клеток разрушаются
и их содержимое попадает на нервные окончания.

2. Слюна
— преимущественно щелочная реакция (колебание рН 6,0 — 7,8)

3. Печень
— реакция пузырной желчи близка к нейтральной (рН около 7), реакция печеночной
желчи щелочная (рН 7,5 — 8,0)

4.
Желудок — кислая (рН 1,8 — 3,0)

5.
Поджелудочная железа — слабощелочная (рН 7,1 — 8,0)

6. Тонкий
кишечник — щелочная реакция (рН 8,0 — 9,0)

7.
Толстый кишечник — слабо-кислая реакция (рН 6,5- 6,9)

8. Кожа

Для
различных типов кожи pH достаточно различается: от 3,5(кислая среда) — для сухой
кожи, 5,5 -нормальной, до 6(щелочная среда) для жирной кожи. Также существует
комбинированный тип кожи, когда тип кожи различен на разных участках кожи.

9. Моча

Если
уровень рН мочи колеблется в пределах 6,0 — 6,4 по утрам и 6,4 — 7,0 (ближе к
нейтральной среде) вечером, то ваш организм функционирует нормально.

10. Кровь

Снижение
рН крови изменяет свойства белков и является угрозой их разрушения и
возникновение болезней. Именно поэтому в организме человека существуют мощные
механизмы поддержания рН крови.

11.Желудочный
сок

Биологические
катализаторы – ферменты способны работать только в определенных пределах рН, а
при выходе за эти пределы их активность может резко снижаться. Для нормального
пищеварения необходимо, чтобы желудочный сок имел довольно низкие значения рН:
в норме 1,5–1,68. При язвенной болезни желудка рН понижается в среднем до 1,48.

Повышенная
кислотность желудка приводит к язве желудка и двенадцатиперстной кишки.

Пониженная
кислотность в желудке приводит к гастриту.

Вывод:

Водородный
показатель pH играет в живых организмов, его отклонения от нормы может привести
к разным болезням.

Заключение.

В
результате работы над рефератом были рассмотрены разные виды кислот,
классификации, их свойства. Были найдены ответы на вопросы: «Что такое кислота?
Как определить кислотность среды?», определена роль водородного показателя (pH)
в живых организмах. Таким образом, задачи реферата можно считать выполненными.

Кислоты –
один из важнейших классов химических соединений. Они участвуют в важных
процессах. Без них множество бы живых организмов не смогло бы существовать.

Этот
реферат больше всего будет полезен школьникам. Особенно в 8 и 9 классах, когда
изчает такие темы, как «Кислоты» и «Электролитическая диссоциация». С его
помощью школьники смогут дополнить свои знания в этой теме и даже расширить их,
так как многое, что исложено в реферате, не проходят в школьном курсе химии.

Список литературы:

1.
Ахметов Н.С.. Общая и Неорганическая химия. Учеб. для вузов. — М.: Академия,
2001

2.Википедия
Кислота».//www.ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B8%D1%81%D0%BB %D0%BE%D1%82%D0%B0. Ссылка действительна на
12/11/2010

3. Еремин
В. В., Кузьменко Н. Е., Дроздов А. А., Лунин В. В..Химия 9 кл.: Учеб для
общеобразовательных учреждений. — М.: Оникс, 2007

4. Иванов
В.Г., Гева. О.Н.Химия в формулах.:справочные материалы. — М.:
«Дрофа»,2010

5.
Исмаилова С. Большая Школьная Энциклопедия. — М.:Русское энциклопедическое
товарещество, 2005

6.
Крицман В.А. Станцо В.В. Энциклопедический словарь юного химика. — М.:
Педогогика,1982

7.
Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала Химии. — М.: Экзамен, 2010

8.
Мартыненко. Б.В.Химия: кислоты и основания. Пособие для учащихся 8-11 классов.
— М.: Просвещение, 2000

9.
Медведев Ю.Н. Теории кислот и оснований// Химия для школьников ─2008 ─№2─с. 38
— 48.

1 Сванте Аррениус (1859 — 1927) — выдающийся шведский физико-химик
и астрофизик, лауреат Нобелевской премии по химии (1903) за разработку теории
электролитической диссоциации.

2 Эдвард
Франклин (1862-1937) – известный американский учёный, президент Американского
Химического общества в 1923 году.

3
Йоханнес-Николаус Брёнстед (1879 — 1947) — датский физикохимик, член Датского
королевского общества наук.

4
Томас-Мартин Лаури (1874-1936) — английский химик, член Лондонского
королевского общества, профессор Кембриджского университета.

[5] Гилберт Льюис (1875-1946) —
выдающийся американский физикохимик. Основные научные работы в области
химической термодинамики, фотохимии, химии изотопов, ядерной физики. Предложил
новую формулировку третьего начала термодинамики. Предложил и развил
(1912–1916) электронную теорию химической связи.

[6] Титрант — реагент с точно
известным титром (концентрацией), добавляемый к исследуемому раствору для
количественного анализа содержащихся в нем веществ или их элементов (ионов,
функциональных групп).

Гидролиз (греч. hydor — вода и lysis — разрушение) — процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.

В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает «слабое» — это правило вам очень пригодится.

Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:

• NaCl — производное основания NaOH и кислоты HCl
• KNO₃ — производное основания KOH и кислоты HNO₃
• CuSO₄ — производное основания Cu(OH)₂ и кислоты H₂SO₄
• Al₃PO₄ — производное основания Al(OH)₃ и кислоты H₃PO₄
• Ca(NO₂)₂ — производное основания Ca(OH)₂ и кислоты HNO₂

Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие — сильными.

При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт — она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем

По катиону, по аниону или нет гидролиза?

Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты — гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO₄. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO₄,
FeSO₃, CaSO₃.

Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае — катион. Примеры: AlCl₃, MgBr₂, Cr₂SO₄, NH₄NO₃.

Катион NH₄⁺ и его основание NH₄OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH₄Cl. Замечу также, что Ca(OH)₂ считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl₂
не происходит.

Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K₃PO₄,
NaNO₂, Ca(OCl)₂, Ba(CH₃COO)₂, K₂SiO₃.

Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO₂)₂,
Al₂S₃, Cr₂(SO₃)₃, CH₃COONH₄.

Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI₂, Li₂SiO₃, Ba(NO₂)₂, CuBr₂, Zn(H₂PO₄)₂.
Ниже вы найдете решение.

Среда раствора

Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.

Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора — нейтральная.

Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда — кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.

Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH₄H₂PO₄, LiHSO₄. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K₂HPO₄, Na₂HPO₄.

Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.

С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так «среду раствора» могут заменить водородным показателем pH.

Запомните, что кислая среда характеризуется pH < 7. В нейтральной pH = 7. В щелочной pH > 7.

Например, в соли CaCl₂ среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl₃ — кислой (pH < 7).

Индикаторы (лат. indicator — указатель)

Индикатор — вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.

Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.

Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам?
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.

Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение

Лакмус

Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий —
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.

Фенолфталеин

Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это —
В кислотах он без цвета.

Метиловый оранжевый

От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки —
Здесь я оранжевый практически всегда!