.Vee dissotsiatsioonil tekivad oksoonium- ja hüdroksiidioonid: 2H2O H3O+ + OH- Tavaliselt kirjutatakse lihtsustamiseks oksooniumioonide asemel vesinikioon (H+) H2O H+ + OH- Et tegemist on väga nõrga elektrolüüdiga, võib vee mittedissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni lugeda vordseks vee üldkontsentratsiooniga ja vee dissotsiatsiooni kvantitatiivsel iseloomustamisel saab dissotsiatsioonikonstandi asemel kasutada vee ioonkorrutise KW (Kv) avaldist: [ + ] [ - ] K = H OH w temperatuuril 25°C on Kw = 1,0 10-14. Tuleb silmas pidada, et H+- ja OH--ioonid eksisteerivad igas vesilahuses ning nende kontsentratsioonid on omavahel seotud vee ioonkorrutise kaudu. Seega eksisteerivad hapetelahustes kõrvuti H+-ioonidega ka OH--ioonid ning [ + ] [ - ] H OH = 10-14 (25°C juures) alusel võime järeldada, kui lahuses on [ + ] H>10-7 mol/l, siis samaaegselt [ - ] OH <10-7 mol/l.Keskkonna iseloomustamiseks on
Tugevad happed ja alused: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2 . Vee dissotsiatsioon vee molekulid on dissotsieerunud ioonideks. 2H2O H3O+ + OH- Vee ioonkorrutis (Kw) konstant, mis kehtib kõigis vesilahustes (ja näitab, et vee molekulide kontsentratsioon on peaaegu võrdne vee üldkontsentratsiooniga). Kc · [H2O] = Kc · CH2O = [H+] · [OH-] = const = Kw Vee ioonkorrutise väärtus 22 oC juures: = 0,9978 g/cm3, CH20 = 55,4 mol/l, Kw = 1,8 · 10-16 · 55,4 = 1,0 · 10-14 pH vesilahuste happesuse-aluselisuse mõõt. pH = - log [H+]. Happeline lahus [H+] > [OH-] ehk pH < 7,0 n: äädikas; aluseline lahus [H+] < [OH-] ehk pH > 7,0 n: sooda lahus; neutraalne lahus [H+] = [OH-] ehk pH = 7,0 n: vesi. Lahustuvuskorrutis Ks konstantne suurus, mis väljendab ioonide korrutist lahuses. Ks = K · [MmAa] = [Ma+]m · [Am-]a = const
Aga mida suurem on pK, seda nõrgem elektrolüüt pK = - log (Kc). Tugevad happed ja alused: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2 32. Vee dissotsiatsioon vee molekulid on dissotsieerunud ioonideks. 2H2O H3O+ + OH- Vee ioonkorrutis (Kw) konstant, mis kehtib kõigis vesilahustes (ja näitab, et vee molekulide kontsentratsioon on peaaegu võrdne vee üldkontsentratsiooniga). Kc · [H2O] = Kc · CH2O = [H+] · [OH-] = const = Kw Vee ioonkorrutise väärtus 22 oC juures: = 0,9978 g/cm3, CH20 = 55,4 mol/l, Kw = 1,8 · 10-16 · 55,4 = 1,0 · 10-14 pH vesilahuste happesuse-aluselisuse mõõt. pH = - log [H+]. Happeline lahus [H+] > [OH-] ehk pH < 7,0 n: äädikas; aluseline lahus [H+] < [OH-] ehk pH > 7,0 n: sooda lahus; neutraalne lahus [H+] = [OH-] ehk pH = 7,0 n: vesi. 33. Lahustuvuskorrutis Ks konstantne suurus, mis väljendab ioonide korrutist lahuses. Ks = K · [MmAa] = [Ma+]m · [Am-]a = const 34
Aga mida suurem on pK, seda nõrgem elektrolüüt pK = - log (Kc). Tugevad happed ja alused: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2 32. Vee dissotsiatsioon – vee molekulid on dissotsieerunud ioonideks. 2H2O ↔ H3O+ + OH- Vee ioonkorrutis (Kw) – konstant, mis kehtib kõigis vesilahustes (ja näitab, et vee molekulide kontsentratsioon on peaaegu võrdne vee üldkontsentratsiooniga). Kc · [H2O] = Kc · CH2O = [H+] · [OH-] = const = Kw Vee ioonkorrutise väärtus 22 oC juures: ρ = 0,9978 g/cm3, CH20 = 55,4 mol/l, Kw = 1,8 · 10-16 · 55,4 = 1,0 · 10-14 pH – vesilahuste happesuse-aluselisuse mõõt. pH = - log [H+]. Happeline lahus [H+] > [OH-] ehk pH < 7,0 n: äädikas; aluseline lahus [H+] < [OH-] ehk pH > 7,0 n: sooda lahus; neutraalne lahus [H+] = [OH-] ehk pH = 7,0 n: vesi. 33. Lahustuvuskorrutis Ks – konstantne suurus, mis väljendab ioonide korrutist lahuses. Ks = K · [MmAa] = [Ma+]m · [Am-]a = const 34
Lahuseid, mille 2 C OH=K v -¿ pH 2 mõõduka hulga tugeva happe või aluse lisamisel puhul C =¿ H +¿ . Vee ioonkorrutise väärtus oluliselt ei muutu, nimetatakse puhverlahusteks. ¿ Praktilist tähtsust omavad eeskätt nõrgast happest või alusest ja tema soolast koosnevad puhverlahused.
H+ + NH3 NH4+ Tasakaalu põhimõtet kasutatakse ka raskeltlahustuvate ainete lahustuvuste kvantitatiivsel vaatlemisel. Eeldatakse, et iga aine , hoolimata ta lahustuvuse ulatusest, on lahustuv teatud määral. Näit. praktiliselt lahustumatu höbekloriid kontaktis veega annab tasakaalu AgCl Ag+ + Cl- , siit [Ag+] [Cl-] / [AgCl] = K, viimase avaldise lugejas olevat suurust nimetatakse lahustuvuse korrutiseks, mis on vee ioonkorrutise analoog. Mõned näitlikud ülesanded 1. Määratle toodud reaktsioonis happed ja alused: HF(aq) + OH–(aq)↔H2O(liq) + F– HF kui hape annab prootoni aluseleOH– , moodustades ise konjugeeritud aluseF-. Saades prootoni alus OH- moodustab temaga konjugeeritud happe H2O. 2. Vesinikioonide kontsentratsioon lahuses on 0,0200, Leia lahuse pH. Lg 0,0200 = -1,699, pH = 1,699 NB! Kasuta logaritme loomulikul kujul.
tugevad alused ning soolad, mis on hästi lahustuvad. soolhape (HCl), väävelhape (H2SO4), lämmastikhape (HNO3), kaaliumhüdroksiid (KOH), kaaliumkloriid (KCl), naatriumkloriid (NaCl) 72. Vee ioonkorrutis. Ka vesi on lahuses mõningal määral ioniseerunud: 2H2O↔H3O +OH ehk H2O↔H + OH Seega on happe lahuses OH ioone ja aluse lahuses H ioone, mis tekivad vee dissonantsioonist, kuid kõikides vesilahustes kehtib seos CH+ - COH = const = Kv (vee ioonkorrutise tähis) tähistavad vesinik- ja hüdroksiidioonide molaarset kontsentratsiooni. Standardtingimusel: Kv = 1,00*10-14. 73. pH mõiste, näited, määramine. Happelises lahuses on ülekaalus vesinikioonid (CH+ > COH-) ja aluselises lahuses hüdroksiidioonid (CH+ < COH-) Lahuste happelisi - aluselisi omadusi kirjeldatakse arvuliselt vesinikeksponendi ehk pH mõistega Coca-Cola pH on 2,2, seega on see happeline Veri 7,35-7,45 seega kergelt aluseline
annaabi.ee 
