Тема 2. Класифікація та номенклатура неорганічних сполук. Розчини

матеріал 5

Кислоти, основи, солі з точки зору теорії електролітичної дисоціації. Водневий показник (рН).

Матеріал

Для вчителя

Для учня

Завантажити матеріал (PDF)

Урок 25. Кислоти, основи, солі з точки зору теорії електролітичної дисоціації. Водневий показник (рН)

Очікувані результати

описує і пояснює самостійно або у співпраці з іншими природні і техногенні об’єкти, явища і процеси на основі нетекстової інформації, представленої в різних формах [12 ПРО 2.2.2-2 П]
визначає самостійно або у співпраці з іншими властивості об’єктів, істотні ознаки явищ і процесів, необхідні для розв’язання життєвої/навчальної проблеми [12 ПРО 3.1.1-2 П]
установлює та обґрунтовує самостійно або у співпраці з іншими взаємозв’язки між природними, техногенними об’єктами, закономірності явищ природи [12 ПРО 3.3.1]
добирає самостійно або у співпраці з іншими ознаки класифікації природних і техногенних об’єктів, явищ і процесів [12 ПРО 3.2.1]
установлює та обґрунтовує самостійно або у співпраці з іншими взаємозв’язки між природними, техногенними об’єктами, закономірності явищ природи [12 ПРО 3.3.1]
визначає самостійно або у співпраці з іншими аргументи/твердження, теорії, що ґрунтуються на наукових фактах і доказах [12 ПРО 4.1.1]
інтерпретує самостійно або у співпраці з іншими інформацію природничого змісту, представлену в різний спосіб [12 ПРО 2.2.2]
формулює самостійно або у співпраці з іншими проблему дослідження [12 ПРО 1.1.1]
планує, здійснює пошук, опрацьовує, порівнює, аналізує, оцінює самостійно або у співпраці з іншими надійність джерел і достовірність інформації для розв’язання життєвої/навчальної проблеми [12 ПРО 2.1.1]
ідентифікує, формулює та аналізує самостійно або у співпраці з іншими життєву/навчальну проблему [12 ПРО 4.2.1]
пропонує варіанти організації роботи групи: розподілення обов’язків, налагодження комунікації для розв’язання навчальної/життєвої проблеми [12 ПРО 4.4.1]
формулює самостійно або у співпраці з іншими висновки за результатами досліджень та обґрунтовує їх [12 ПРО 1.5.2]
добирає самостійно або у співпраці з іншими форми подання інформації і її перетворення [12 ПРО 2.2.1]

Мета уроку: Сформувати розуміння природи кислот, основ і солей на основі теорії електролітичної дисоціації; розкрити механізми утворення йонів у водних розчинах та їхню роль у кислотно-основних властивостях речовин; ознайомитися з поняттям водневого показника (pH) як кількісної характеристики кислотності розчинів.

Очікувані результати для вчителя:

Аналізують: процеси електролітичної дисоціації кислот, основ і солей; шкалу pH як логарифмічний показник кислотності/лужності середовища.
Формулюють: визначення кислот, основ і солей згідно з теорією електролітичної дисоціації.
Складають: рівняння електролітичної дисоціації для кислот, основ, солей.
Висловлюють судження щодо: сили електролітів (сильні/слабкі кислоти та основи) на основі ступеня дисоціації; застосування показника pH у побуті, медицині, сільському господарстві.
Використовують набуті знання для: оцінювання кислотно/лужних властивостей розчинів за показником pH; проведення експериментів з визначення кислотності; пояснення хімічних явищ у реальному житті з точки зору електролітичної дисоціації.

Очікувані результати для учнівства:

Розуміє суть теорії електролітичної дисоціації та вміє пояснити утворення йонів у водних розчинах;
Класифікує речовини на кислоти, основи, солі на основі теорії електролітичної дисоціації;
Записує рівняння електролітичної дисоціації кислот, основ, солей;
Визначає сильні й слабкі електроліти за ступенем дисоціації;
Інтерпретує поняття pH як кількісну характеристику кислотності середовища;
Користується індикаторами (лакмус, фенолфталеїн, метиловий оранжевий) для визначення кислотного/лужного середовища;
Оцінює pH різних розчинів та пояснює наслідки зміни кислотності в побуті, природі, техніці;
Застосовує знання для розв’язання задач на обчислення pH, визначення концентрації йонів H⁺ і OH⁻ у розчинах.

Ключові слова

елетроліт
кислота
основа
луг
сіль
катіони
аніони
концентрація
дисоціація
кислотність
рН

План уроку

Мотивація.
Теоретичний блок. Тобі може знадобитися.
Практичний блок
Попрактикуймо самостійно
Рефлексія

1. Мотивація

Дружня порада для вчителя

Тривалість: 5 – 7 хв.

На початку уроку, важливо запитати, що учні вже знають з цієї теми для того, щоб нова інформація мала до чого приєднатися. Тому заохочуємо учнів говорити більше.

Основними компонентами шлункового соку є фермент протеаза і (хлоридна) соляна кислота. Протеаза розщеплює білки, а хлоридна кислота вбиває майже всі бактерії, що були в їжі.

Важливе значення для процесу травлення має кислотність шлункового соку, яка залежить від концентрації хлоридної (соляної) кислоти. Ця речовина необхідна для ефективного перетравлення їжі, оскільки забезпечує оптимальне середовище для функціонування ферментів. Крім того, вона знезаражує харчові маси та сприяє їх вчасному і правильному переміщенню із шлунка до кишківника. Багато процесів відбуваються лише при певних значеннях рН. Норма кислотності у шлунку (рН) дорівнює 1,5-2,0. Відхилення від цього значення ведуть до порушення процесів травлення. Припустимо, що рН шлункового соку зросло або зменшилося понад норму.

Як це може вплинути на здоров’я людини?

Відповідь:

Це може спричинити порушення травлення, адже ферменти не працюватимуть ефективно при такому рН.

Підвищена кислотність. При підвищеній кислотності шлункового соку (гіперацидність) з`являються наступні симптоми: печія; біль у грудях, животі, у правому підребер’ї; відчуття кислоти, гіркоти у роті; поява білого нальоту на язику; часті відрижки, які можуть супроводжуватися больовими відчуттями; закрепи.

Висока кислотність у шлунку викликає агресивне середовище, яке згубно впливає на слизову оболонку самого шлунку, а також стравоходу та глотки – якщо у людини спостерігається гастроезофагеальний рефлюкс (закидування травних мас у зворотному напрямку). Внаслідок цього розвиваються запальні та дистрофічні процеси, можуть виникати виразки. Через частий дискомфорт та біль під час вживання їжі людина може харчуватися рідше та втрачати вагу. Підвищена кислотність шлункового соку супроводжує виразкову хворобу, дуоденіт, гастрит, онкозахворювання органів травлення. Понижена кислотність. Якщо кислотність у шлунку понижена (гіпоацидність), можуть спостерігатися наступні симптоми: металевий присмак у роті; неприємний запах з рота; нудота; часті закрепи або діарея; здуття живота (метеоризм); поява неперетравлених часточок їжі у фекаліях.

Зниження кислотності шлункового соку призводить до перебігу гнилісних процесів у ШКТ, заважає перетравлювати та засвоювати їжу, отримувати з неї поживні речовини. Внаслідок цього може погіршуватися стан шкіри, волосся, можливий розвиток анемії, зниження стійкості організму до інфекційних та паразитарних хвороб. Збільшується ризик розвитку раку шлунка. Найчастіше знижена кислотність супроводжує атрофічну та аутоімунну форми гастриту, які можуть призводити до кровотеч та появи злоякісних пухлин.

2. Тобі може знадобитися

Дружня порада для вчителя

Тривалість до 15 хв

Лабораторний дослід.

Спостереження за зміною кольору індикаторів (лакмус, фенолфталеїн, метиловий оранжевий, універсальний індикатор) у розчинах кислот, лугів, солей.

Визначення рН розчинів кислот, лугів, солей за допомогою рН – метра.

Речовини, що належать до одного класу проявляють однакові властивості. Кислоти однаковим чином змінюють забарвлення індикаторів, взаємодіють основними оксидами, лугами і т.п. Усі луги в розчинах однаково забарвлюють індикатори, взаємодіть з кислотами, кислотними оксидами, солями і т.п.

Теорія електролітичної дисоціації пояснює схожість властивостей кислот, основ та солей наступним чином:

Кислоти – це електроліти при дисоціації яких утворюється яких утворюються катіони гідрогену Н⁺ (точніше, катіони гідроксонію Н₃О⁺), які й зумовлюють загальні властивості кислот. зумовлює описані вище загальні властивості кислот:

HAn ⇄ H⁺ + An^–
HAn + H₂O ⇄ H₃O⁺ + An^–,

де An^– – аніон кислотного залишку.

Кількість катіонів Н⁺, що утворюються при дисоціації однієї молекули кислоти, визначає її основність кількість гідрогену). Розрізняють одноосновні (HCl, HNO3), двоосновні (H2SO4), триосновні (H3PO4), і багатоосновні кислоти (H4P2O7).

Кислоти, основність яких більша від одиниці, дисоціюють ступінчато, кількість ступенів дисоціації дорівнює основності кислоти. Дисоціація кислот за першим ступенем проходить максимально, а за кожним наступним зменшується

Основи – це електроліти, при дисоціації яких уиворюються лише аніони ОН^– (гідроксид – йони). Утворення йонів ОН^–визначає загальні властивості цього класу речовин.

KtOH⇄Kt⁺ + OH^–

де Kt⁺ – катіон металу або катіон амонію NH₄⁺.

Кількість гідроксид – йонів ОН^–, що утворюються при дисоціації однієї молекули основи, визначає її кислотність. Розрізняють однокислотні (NaOH, NH₄OH), двокислотні (Ca(OH)₂, Fe(OH)2), трикислотні (Al(OH)3) і багатокислотні (Pb(OH)4) основи.

Основи, кислотність яких більша від одиниці, дисоціюють ступінчато, кількість ступенів дисоціації дорівнює кислотності основи. Дисоціація основ за першим ступенем проходить максимально, а за кожним наступним зменшується.

Середні солі – це електроліти, при дисоціації яких яких утворюються катіони металічного елемента або амонію та аніони кислотного залишку.

Na2SO4 ⇄2Na⁺ + SO4^2–
Al₂(SO₄)₃ ⇄ 2Al³⁺ + 3SO4^2–

Кислі солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металку або амонію, катіони гідрогену та аніони кислотних залишків. Дисоціація відбувається ступінчато, на першій стадії відщеплюється аніон кислотного залишку, на другій – аніон ОН^–:

Сa(OH)Cl ↔ Ca(OH)⁺ + Cl^–	І ступінь
Сa(OH)⁺ ↔ Ca²⁺ + ОН^–	ІІ ступінь
Сa(OH)Cl ↔ Ca²⁺ + Cl^– + ОН^–	сумарно

Дружня порада для вчителя

Додаткова інформація (при потребі)

Поділ електролітів на сильні та слабкі в залежності від ступеня дисоціації умовний, тому що величина α залежить від багатьох факторів і може змінюватись у широких межах. Тому з метою визначення сили електроліта використовують константу іонізації (дисоціації). Схема дисоціації електроліту загальної формули KtAn:

KtAn ⇄ Kt⁺ + An^–

Константа рівноваги цього процесу

К = [Kt⁺] [An^–] /[ KtAn ]

Константа іонізації (дисоціації) К – константа рівноваги процесу дисоціації електроліту.

Константа дисоціації слабких електролітів залежить від температури, природи електроліту, розчинника і не залежить від концентрації.

Чим більше значення К, тим сильніше дисоціює електроліт, і тим сильнішою є відповідна кислота або основа.

За величиною ступеня дисоціації (значення ступеня дисоціації у розведених розчинах прямує до одиниці або 100 %). до сильних електролітів відносять:

практично усі розчинні у воді солі;
сильні кислоти, наприклад: сульфатна, хлоридна, нітратна;
усі луги.

Водневий показник (pH)

Чиста вода є дуже поганим провідником електричного струму, але все ж можна визначити електропровідність води, оскільки вона незначно дисоціює на йони Н⁺ та ОН^– :

Н₂О + Н₂О ⇄ Н₃О⁺ + ОН^–

Експериментально встановлено, що при 25 ⁰С [Н₃О⁺] = [ОН^–] = 10^–7 моль/л.

К_w = [Н₃О⁺][ОН^–] = 10^–7∙10^–7 = 10^–14.

Величину К_w називають йонний добуток води і при сталій температурі він сталий. При зростанні температури К_w зростає (при 100 ⁰С К_w = 5,5∙10^–13).

Якщо [Н₃О⁺] = [ОН^–] = 10^–7 моль/л, розчин нейтральний, [Н₃О⁺] > [ОН^–] > 10^–7 моль/л, розчин кислий, якщо [Н₃О⁺] < [ОН^–] < 10^–7 моль/л – лужний. Незалежно від значень [Н₃О⁺] та [ОН^–], завжди справедливим є вираз: [Н₃О⁺][ОН^–] = 10^–14.

Для зручності вираження кислотності розчину, використовують водневий показник рН (читається як «пе аш»). Водневий показник pH величина, що показує міру активності (активність йонів – це ефективна концентрація, яка враховує взаємодії між йонами в неідеальному розчині) йонів Гідрогену (Н⁺) в розчині, тобто міру кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном «концентрація» замість «активність».

Водневий показник обчислюється як від’ємний десятковий логарифм концентрації йонів H⁺ (або, точніше, для водних розчинів – йонів гідроксонію [H3O⁺]), є безрозмірною величиною:

pH= −lg [H⁺]

Квадратні дужки [ ] позначають рівноважну концентрацію. Для нейтральних водних розчинів значення pH: pH= −lg [H⁺] = = −lg [10^–7 ] = 7, для лужних більше 7, для кислих менше 7.

Тобто pH нейтрального водного розчину становить 7, розчини із більшим значенням водневого показника є лужними, із меншими кислими.

Аналогічно з рН (водневий показник), введено рОН – гідроксильний показник: рОН = –lg[OH^–]. рН та рОН пов’язані відношенням:

рН + рОН = 14

Значення рН розчинів експериментально можна визначити використовуючи кислотно– основні індикатори: речовини, що змінюють забарвлення, залежно від [Н₃О⁺].

Характеристики деяких кислотно-основних індикаторів від рН середовища

Індикатор, інтервал переходу рН	Середовище, забарвлення
Індикатор, інтервал переходу рН	кисле	нейтральне	лужне
Метиловий оранжевий3,0 – 4,4	червоний	оранжевий	жовтий
Фенолфталеїн8,2 – 10	безбарвний	блідо-малиновий	малиновий
Лакмус5,0 – 8,0	червоний	фіолетовий	синій
Універсальний індикатор1 – 12	сильні кислоти (рН до 3) – червоний;слабі кислоти (рН від 3 до 6) – оранжевий або жовтий	зелений	сильні основи (pH >11) індиго, фіолетовий; основи (рН від 8 до 11) він синій.

Індикатори змінюють своє забарвлення не при будь-яких значеннях рН, а лише у вузькому інтервалі рН, який має назву інтервал переходу забарвлення.

Існують універсальні індикатори, використовуючи які можна визначити рН будь-якого розчину з точністю до одиниці.

Шкала рН
Джерело:https://commons.wikimedia.org/wiki/File:OSC_Microbio_00_AA_ph.jpg

Найточніше значення рН визначають приладами – рН-метрами.

Покликання на відео про рН:
https://www.youtube.com/watch?v=t4AuiAP805w

Відео

3. Життєва ситуація

Дружня порада для вчителя

Тривалість до 5хв:

Важливо використовувати косметичні засоби з наближеним до природного рН шкіри.

В нормі pH шкіри людини перебуває в діапазоні від 4 до 6. Які фактори впливають на рН шкіри?
Виміряйте рН зразків трьох різних засобів для догляду (вода, мило, шампунь).
Порівняйте результати з нормальними значеннями рН шкіри людини.
Зробіть висновок: який засіб найменше подразнюватиме шкіру.

Відповідь:

Є багато факторів, що впливають на рН шкіри. Вони поділяються на ендогенні (незмінні) та екзогенні (зміннювані). Ендогенні фактори: етнічні відмінності, вік, статева приналежність. Так, наприклад, pH темної (пігментованої) шкіри має нижчий показник, ніж світлої. У чоловіків рівень pH шкіри нижче за 5, у жінок – близько 5.

Екзогенні фактори: очищуючі та косметичні засоби, піт, шкірне сало та раціон харчування. Можна впливати на ці фактори, відновивши нормальний рН шкіри. Слід намагатися підтримувати нормальний рівень pH шкіри, вибирати засоби для догляду за шкірою (очисні та базові) із зазначеним рівнем pH на упаковці.

4. Попрактикуймо самостійно

Дружня порада для вчителя

Тривалість до 20 хв

Завдання можна використовувати повністю або частково, реактиви змінювати.

На зображенні, створеному за допомогою ШІ показано зміну кольору природного індикатора виготовленого з соку червонокачанної капусти в розчинах відповідних речовин. Знайдіть помилки в зображенні, прокоментуйте.

Відповідь:

Напій пепсі містить ортофосфатну кислоту, тому повинен забарвити індикатор. Лимонний сік (на зображенні двічі, правильне внизу) також забарвлює індикатор у червоний колір, оскільки містить лимонну кислоту. Типові відбілювачі мають високі значення рН, тому розчин відбілювача повинен забарвити індикатор в синій колір.

Яке значення рН будуть мати розчини HCl, NaOH, CH₃COOH, NH₄OH, NaCl (більше, менше, рівне 7)?.
- Визначте рН даних розчинів експериментально.
- Хід експерименту: У пробірки налити розчини зазначених речовин: HCl, NaOH, CH₃COOH, NH₄OH, NaCl. Додати по кілька крапель універсального індикатора. Визначити рН кожного розчину за шкалою.

Відповідь:

HCl червоний (pH ≈ 1)
NaOH темно – синій (pH ≈ 13)
CH₃COOH рожевий (pH ≈ 3)
NH₄OH синій (pH ≈ 10)
NaCl жовто – зелений (pH ≈ 7)

Як зміниться pH, якщо додати кислоту до розчину лугу? Чому?
- Підтвердіть відповідь експериментально.
- Хід експерименту. У пробірку помістити розчин NaOH, виміряти рН за допомогою рН – метра. Краплями додавати розчин HCl, проводити вимірювання рН після кожного додавання. Чи підтвердилося ваше припущення?

Відповідь:

Визначення рН до і після змішування кислоти та основи: моделювання реакції нейтралізації

Якщо кислоту додавати до розчину лугу, то pH розчину буде зменшуватися, тому що відбувається реакція нейтралізації , концентрація йонів OH^–буде зменшуватися, йонів H⁺ збільшуватися. Якщо луг повністю нейтралізований кислотою рН = 7. При додаванні надлишку кислоти рН зменшується (середовище стає кислим рН < 7).

Виконати розрахунки рН та концентрації йонів гідрогену в розчинах сильних електролітів, з використанням формули pH = – lg[H⁺].

Задача 1. Обчисліть pH розчину хлоридної кислоти з концентрацією 0,01 моль/л.

Джерело: Згенеровано Chat Gpt

Відповідь:

Хлоридна кислота є сильним електролітом і в розчині повністю дисоціює на йони: HCl ⇄ H⁺ + Cl^– Концентрація йонів гідрогену дорівнює початковій концентрації кислоти.

[H⁺] = 0,01 моль/л = 10^–² моль/л
рН = – lg[H⁺] = – lg[10^–² ] = 2

Задача 2. Визначте концентрацію йонів гідрогену в розчині рН якого 5.

Відповідь:

рН == – lg[H⁺] = – lg[10^–х ] = 5

[H⁺] = 10^–5 моль/л

Задача 3. Обчисліть pH у розчині натрій гідроксиду з концентрацією 0,001 М.

Відповідь:

Луги є сильними електролітами та повністю дисоціюють на йони:

NaOH⇄Na⁺ + OH^–

Концентрація гідроксид – йонів дорівнює початковій концентрації лугу.

[ОH^–] =0,001 моль/л = 10^–3 моль/л

З формули йонного добутку води: [Н₃О⁺][ОН^–] = 10^–14,

[Н₃О⁺] =10^–14] / [ОН^–] =10^–14/10^–3 = 10^–11 моль/л

рН == – lg[H⁺] = – lg[10^–11 ] = 11

Можна також визначити рОН: pOH = – lg [OH] = – lg [10^–3 ] = 3

pH + pOH = 14, тоді pH = 14 – рOH = 14 –3= 11

Задача 4. У розчині міститься хлоридна кислота з концентрацією 0,02 моль/л та нітратна кислота з концентрацією 0,03 моль/л. Обчисліть pH цього розчину.

Відповідь:

Для обчислення рН цього розчину, слід розрахувати сумарну концентрацію йонів гідрогену. Обидві кислоти є сильними електролітами та повністю дисоціюють на йони:

HCl ⇄ H⁺ + Cl^–

[H⁺]1 = 0,02 моль/л

HNO3 ⇄ H⁺ +NO3^–

[H⁺]2 = 0,03 моль/л

[H⁺] = [H⁺]1 + H⁺]2 = = 0,02 моль/л + 0,03 моль/л = 0,05 моль/лрН = – lg[H⁺] = – lg[0,05] ≈ 1,3

5. Рефлексія

Дружня порада для вчителя

Тривалість до 5 хв

Назви основні поняття (визначення) теми.
Які запитання виникли або залишилися без відповіді?
Який зв’язок даної теми з попередніми?

У вільний від відпочинку час

Дружня порада для вчителя

Як альтернатива – завдання: створити власну інфографіку «Шкала рН у побуті» (з кольорами та прикладами).

Переглянь вправу за наведеним покликанням, попрактикуй знання про кислоти та основи (сильні, слабкі). Створи власний розчин, підбери концентрації, перевір рН та забарвлення індикаторів.
https://phet.colorado.edu/sims/html/acid-base-solutions/latest/acid-base-solutions_all.html?locale=uk

Завантажити матеріал (PDF)

Урок 25. Кислоти, основи, солі з точки зору теорії електролітичної дисоціації. Водневий показник (рН)

Робочий аркуш для учнівства

Очікувані результати

Очікувані результати для учнівства:

Розуміє суть теорії електролітичної дисоціації та вміє пояснити утворення йонів у водних розчинах;
Класифікує речовини на кислоти, основи, солі на основі теорії електролітичної дисоціації;
Записує рівняння електролітичної дисоціації кислот, основ, солей;
Визначає сильні й слабкі електроліти за ступенем дисоціації;
Інтерпретує поняття pH як кількісну характеристику кислотності середовища;
Користується індикаторами (лакмус, фенолфталеїн, метиловий оранжевий) для визначення кислотного/лужного середовища;
Оцінює pH різних розчинів та пояснює наслідки зміни кислотності в побуті, природі, техніці;
Застосовує знання для розв’язання задач на обчислення pH, визначення концентрації йонів H⁺ і OH⁻ у розчинах.

Ключові слова

елетроліт
кислота
основа
луг
сіль
катіони
аніони
концентрація
дисоціація
кислотність
рН

План уроку

Мотивація.
Теоретичний блок. Тобі може знадобитися.
Практичний блок
Попрактикуймо самостійно
Рефлексія

1. Мотивація

Як це може вплинути на здоров’я людини?

2. Тобі може знадобитися

Теорія електролітичної дисоціації пояснює схожість властивостей кислот, основ та солей наступним чином:

HAn ⇄ H⁺ + An^–
HAn + H₂O ⇄ H₃O⁺ + An^–,

де An^– – аніон кислотного залишку.

KtOH⇄Kt⁺ + OH^–

де Kt⁺ – катіон металу або катіон амонію NH₄⁺.

Na2SO4 ⇄2Na⁺ + SO4^2–
Al₂(SO₄)₃ ⇄ 2Al³⁺ + 3SO4^2–

Сa(OH)Cl ↔ Ca(OH)⁺ + Cl^–	І ступінь
Сa(OH)⁺ ↔ Ca²⁺ + ОН^–	ІІ ступінь
Сa(OH)Cl ↔ Ca²⁺ + Cl^– + ОН^–	сумарно

практично усі розчинні у воді солі;
сильні кислоти, наприклад: сульфатна, хлоридна, нітратна;
усі луги.

Водневий показник (pH)

Н₂О + Н₂О ⇄ Н₃О⁺ + ОН^–

Експериментально встановлено, що при 25 ⁰С [Н₃О⁺] = [ОН^–] = 10^–7 моль/л.

К_w = [Н₃О⁺][ОН^–] = 10^–7∙10^–7 = 10^–14.

pH= −lg [H⁺]

рН + рОН = 14

Характеристики деяких кислотно-основних індикаторів від рН середовища

Індикатор, інтервал переходу рН	Середовище, забарвлення
Індикатор, інтервал переходу рН	кисле	нейтральне	лужне
Метиловий оранжевий3,0 – 4,4	червоний	оранжевий	жовтий
Фенолфталеїн8,2 – 10	безбарвний	блідо-малиновий	малиновий
Лакмус5,0 – 8,0	червоний	фіолетовий	синій
Універсальний індикатор1 – 12	сильні кислоти (рН до 3) – червоний;слабі кислоти (рН від 3 до 6) – оранжевий або жовтий	зелений	сильні основи (pH >11) індиго, фіолетовий; основи (рН від 8 до 11) він синій.

Шкала рН
Джерело:https://commons.wikimedia.org/wiki/File:OSC_Microbio_00_AA_ph.jpg

Відео

3. Життєва ситуація

В нормі pH шкіри людини перебуває в діапазоні від 4 до 6. Які фактори впливають на рН шкіри?
Виміряйте рН зразків трьох різних засобів для догляду (вода, мило, шампунь).
Порівняйте результати з нормальними значеннями рН шкіри людини.
Зробіть висновок: який засіб найменше подразнюватиме шкіру.

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

4. Попрактикуймо самостійно

На зображенні, створеному за допомогою ШІ показано зміну кольору природного індикатора виготовленого з соку червонокачанної капусти в розчинах відповідних речовин. Знайдіть помилки в зображенні, прокоментуйте.

Яке значення рН будуть мати розчини HCl, NaOH, CH₃COOH, NH₄OH, NaCl (більше, менше, рівне 7)?.
- Визначте рН даних розчинів експериментально.
- Хід експерименту: У пробірки налити розчини зазначених речовин: HCl, NaOH, CH₃COOH, NH₄OH, NaCl. Додати по кілька крапель універсального індикатора. Визначити рН кожного розчину за шкалою.
Як зміниться pH, якщо додати кислоту до розчину лугу? Чому?
- Підтвердіть відповідь експериментально.
- Хід експерименту. У пробірку помістити розчин NaOH, виміряти рН за допомогою рН – метра. Краплями додавати розчин HCl, проводити вимірювання рН після кожного додавання. Чи підтвердилося ваше припущення?
Виконати розрахунки рН та концентрації йонів гідрогену в розчинах сильних електролітів, з використанням формули pH = – lg[H⁺].

Задача 1. Обчисліть pH розчину хлоридної кислоти з концентрацією 0,01 моль/л.

Джерело: Згенеровано Chat Gpt

Задача 2. Визначте концентрацію йонів гідрогену в розчині рН якого 5.

Задача 3. Обчисліть pH у розчині натрій гідроксиду з концентрацією 0,001 М.

5. Рефлексія

Назви основні поняття (визначення) теми.
Які запитання виникли або залишилися без відповіді?
Який зв’язок даної теми з попередніми?

У вільний від відпочинку час

Завантажити матеріал (PDF)

Ділись та обговорюй важливе