X-PDF

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Поделиться статьей

4.3.1 Электролитическая диссоциация

Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Например, при растворении в воде уксусная кислота диссоциирует на ион водорода и ацетат-ион:

CH3COOH H+ + CH3COO

Необходимым условием, определяющим возможность процесса электролитической диссоциации, является наличие в растворяемом веществе ионных * или полярных связей *, а также достаточная полярность * самого растворителя *. Количественная оценка процесса электролитической диссоциации дается двумя величинами: степенью диссоциации a и константой диссоциации K.

Степенью диссоциации (a) электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе, т. е. . Так, если C =0,1 моль/л, а концентрация диссоциированной части вещества С д=0,001 моль/л, то для растворенного вещества a=0,001/0,1=0,01, или a=1%. Степень электролитической диссоциации зависит как от природы растворенного вещества, так и от концентрации раствора, увеличиваясь с его разбавлением.

Электролиты можно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К сильным электролитам относятся, например, H2SO4Серная кислота., HClСоляная кислота., HNO3Азотная кислота., H3PO4Ортофосфорная кислота., HClO3Хлорноватая кислота., HClO4Хлорная кислота., KOHГидроксид калия., а также хорошо растворимые соли: NaClХлорид натрия (поваренная соль)., KBrБромид калия., NH4NO3Нитрат аммония (аммиачная селитра). и др. Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К слабым электролитам относятся плохо растворимые соли (см. таблицу растворимости), вода и большинство органических кислот (например, уксусная CH3COOH, муравьиная HCOOH), а также неорганические соединения: H2CO3Угольная кислота., H2SСероводородная кислота., HCNЦиановодородная (синильная) кислота., H2SiO3Метакремниевая кислота., H2SO3Сернистая кислота., HNO2Азотистая кислота., HClOХлорноватистая кислота., HCNOЦиановая кислота., NH4OHГидроксид аммония. и др.

Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации (K). В общем случае для электролита, диссоциирующего на два иона:

АВ А+ + В

Для приведенного выше процесса диссоциации уксусной кислоты:

Если обозначить концентрацию электролитаВ приведенных здесь выражениях используется Молярная концентрация., распадающегося на два иона, через C, то

[A+] = [B] = a C . [AB] = C(1–a) .

Это уравнение соответствует закону разбавления Оствальда. Если электролит слабый, и диссоциация очень мала (a&lt .&lt .1), то закон разбавления Оствальда упрощается:

K =a2C . .

Таким образом, степень диссоциации возрастает с разбавлением раствора.

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например:

H2CO3 H+ + HCO3

HCO3 H+ + CO32–

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

Для диссоциации по второй ступени:

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K I = 4,3×10–7, K II = 5,6×10–11. Для ступенчатой диссоциации всегда K I&gt . K II&gt . K III&gt .¼, т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

4.3.2 Произведение растворимости. Водородный показатель

Растворение твердых электролитов * прекращается, когда образуется насыщенный раствор, в котором устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и перешедшими в раствор ионами. Например:

CaSO4 (т) Ca2+(р-р) + SO42–(р-р)

В выражение константы этого гетерогенного равновесия не входит концентрация твердой фазы (см. особенности закона действия масс для гетерогенных процессов):

K= [Ca2+][SO42–]

В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.

ПР(CaSO4) = [Ca2+][SO42–]

Если молекула электролита содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов, согласно закону действия масс *, должны быть возведены в соответствующие степени. Например:

PbI2 Pb2+ + 2 I

ПР(PbI2) = [Pb2+][I]2

Зная произведения растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона:

АВ А+ + В

Обозначив растворимость через s (моль/л), получим [A+]=[B]= s, ПР=[A+][B]= s 2. На практике чаще возникает обратная задача определения растворимости. Для соли, диссоциирующей на два иона, . Значения ПР можно найти в химических справочниках. Например, ПР(AgCl)=1,8·10–10, ПР(AgBr)=6·10–13, ПР(BaSO4)=1,1·10–10, ПР(HgS)=10–52. Если соль имеет общую формулу AB2, то она диссоциирует по уравнению:

AB2 A2+ + 2 B

В этом случае [A2+]= s, [B]=2 s, ПР=[A2+][B]2= s ·(2 s)2=4 s 3, .

Если фактическое произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает значение произведения растворимости, т.е. ПС&gt .ПР, то раствор является пересыщенным *, и из него выпадает осадок. Условие растворения осадка (ненасыщенности раствора): ПС&lt .ПР. Оба процесса идут с одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор).

Чистая вода обладает незначительной электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

H2O H+ + OH

Такой процесс называется автопротолизом (самодиссоциацией). По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации ионов H+ и OH. При 25°С они равны по 10–7 моль/л.

Выражение для константы диссоциации * воды имеет вид:

,

откуда [H+][OH]= K [H2O]= Kw.

В воде и разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать постоянной: [H2O]=55,5 моль/лЭта величина получается как масса одного литра воды (1000 г/л), деленная на молярную массу воды (18 г/моль)., поэтому Kw – константа. Выражение, полученное для Kw, показывает, что в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды. При 25°С Kw =10–14.

В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация ионов OH. Однако произведение этих молярных концентраций всегда остается постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10–3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов станет равной 10–11 моль/л. Следовательно, если известна величина [H+], то однозначно определяется величина [OH]. Поэтому степень кислотности или щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Нейтральный раствор [H+]=10–7 моль/л .

кислый раствор [H+]&gt .10–7 моль/л .

щелочной раствор [H+]&lt .10–7 моль/л.

Наиболее часто используют не концентрацию [H+], а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:

pH= –lg [H+]

Эта величина называется водородным показателем. Например, если [H+]=10–5 моль/л, то pH=5 . если [H+]=10–9 моль/л, то pH=9. Отсюда следует, что в нейтральном растворе pH=7, в кислом растворе pH&lt .7, в щелочном растворе pH&gt .7. Иногда пользуются значением гидроксидного показателя pOH= –lg[OH]. При 25°С выполняется равенство: pH+pOH=14.

Для многих процессов величина pH очень важна (для жизнедеятельности растений и животных – pH крови, почвенного раствора). Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от pH.

4.3.3 Смещение ионных равновесий

Ионное равновесие, как и любое другое, смещается при изменении концентрации одного из ионов. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению

CH3COOH H+ + CH3COO

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов CH3COO, то в соответствии с принципом Ле-Шателье * равновесие смещается влево. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита * одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации * этого электролита.

Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита (соли). Например, если к насыщенному раствору сульфата кальция CaSO4 добавить другой, хорошо растворимый сульфат (K2SO4), то вследствие увеличения концентрации ионов SO42– равновесие сместится в сторону образования кристаллов (образуется осадок CaSO4). Этот процесс прекратится, когда произведение концентраций [Ca2+] и [SO42–] станет равно произведению растворимости *, т.е. установится новое состояние равновесия.

На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей:

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов:

CH3COO + Na+ + H+ + Cl = CH3COOH + Na+ + Cl

или в сокращенном видеСокращенное ионное уравнение отражает самую суть происходящего процесса. Вступают в реакцию или образуются в ней в действительности только те частицы (ионы или молекулы), которые записаны в сокращенном уравнении.:

CH3COO + H+ = CH3COOH

Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например:

FeSO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + Fe(OH)2

Fe2+ + SO42– + 2 Na+ + 2 OH = SO42– + 2 Na+ + Fe(OH)2

Fe2+ + 2 OH = Fe(OH)2

4.3.4 Гидролиз солей

Химическая реакция обменного характера растворяемого вещества с растворителем называется сольволизом. Если растворителем является вода, то процесс – гидролиз (частный случай сольволиза).

Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого продукта. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль. Рассмотрим различные случаи.

а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием (CH3COONa, KCN, Na2CO3).

Представленная информация была полезной?
ДА
58.89%
НЕТ
41.11%
Проголосовало: 776

или CH3COO + Na+ + H2O CH3COOH + Na+ + OH

CH3COO + H2O CH3COOH + OH

Так как уксусная кислота слабо диссоциирует, ацетат-ион связывает ион H+, и равновесие диссоциации воды смещается вправо согласно принципу Ле Шателье. В растворе накапливаются ионы OH (pH&gt .7)*.

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато. Например, гидролиз карбоната:

I ступень: CO32– + H2O HCO3 + OH

II ступень: HCO3 + H2O H2CO3 + OH

Практическое значение обычно имеет только процесс, идущий по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей. Равновесие гидролиза по второй ступени значительно смешено влево по сравнению с равновесием первой ступени, поскольку на первой ступени образуется более слабый электролит (HCO3), чем на второй (H2CO3) (о смещении ионных равновесий см. раздел 4.3.3).

б) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием (NH4NO3, AlCl3, Fe2(SO4)3).

NH4+ + NO3 + H2O NH4OH + NO3 + H+

NH4+ + H2O NH4OH + H+

(pH&lt .7)

В случае многозарядного катиона гидролиз протекает ступенчато, например:

I ступень: Cu2+ + HOH CuOH+ + H+

II ступень: CuOH+ + HOH Cu(OH)2 + H+

При этом концентрация ионов водорода и pH среды * в растворе также определяются главным образом первой ступенью гидролиза.

в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH3COONH4, (NH4)2CO3).

CH3COO + NH4+ + H2O CH3COOH + NH4OH

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.

Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора- например, в виде осадка или газообразного вещества., то гидролиз протекает до конца. Например:

Al2S3 + 3 H2O Al(OH)3¯ + H2

г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H2O.

Взаимное усиление гидролиза. Допустим, что в разных сосудах установились равновесия:

CO32– + H2O HCO3 + OH

Al3+ + H2O AlOH2+ + H+

Обе соли гидролизованы незначительно, но если растворы смешать, то происходит связывание ионов H+ и OH. В соответствии с принципом Ле-Шателье * оба равновесия смещаются вправо, и гидролиз протекает полностью:

2 AlCl3 + 3 Na2CO3 + 3 H2O = 2 Al(OH)3 + 3 CO2 + 6 NaCl

Это называется взаимным усилением гидролиза.

4.4 РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ “РАСТВОРЫ”
(для нехимических специальностей)

1. Какой из указанных ниже электролитов является слабым?

а) H2SO4 . б) NaI . в) HCNO . г) HCl.

Решение.

Серная и соляная кислоты являются сильными (см. раздел 4.3.1), а иодид натрия представляет собой легко растворимую соль (таблица 3 приложения). Эти электролиты хорошо диссоциируют на ионы в водном растворе. Слабым, т.е. плохо диссоциирующим на ионы электролитом, является циановая кислота.

Ответ: HCNO.

2. Определите концентрацию (моль/л) ионов H+ в растворе, если pH среды равен 12,7.

Решение.

По определению pH=–lg[H+]. Поэтому [H+]=10–pH. Следовательно, в данном случае [H+]=10–12,7=2·10–13.

Ответ: 2·10–13 моль/л.

3. Определите pH среды, если концентрация ионов OH в растворе составляет 1,8·10–9 моль/л.

Решение.

Используя ионное произведение воды, вычислим концентрацию ионов H+ в растворе:

[H+]= Kw /[OH]=10–14/1,8·10–9=5,56·10–6 моль/л

Определим pH cреды: pH = –lg[H+] = –lg 5,56·10–6 = 5,25.

Ответ: 5,25.

4. Запишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций между веществами. В ответе укажите молярную массу образующегося слабого электролита. а) H2S + Ba(OH)2 →… . б) Pb(NO3)2 + H2SO4 →….

Решение.

а) Реакция между сероводородом и гидроксидом бария относится к типу реакций ионного обмена. Поэтому в образующихся соединениях положительно заряженный ион из одного исходного вещества соединяется с отрицательно заряженным ионом из другого. Молекулярное уравнение реакции:

H2S + Ba(OH)2 → BaS + H2O.

В ионно-молекулярном уравнении сильные электролиты должны быть записаны в виде ионов, а слабые – в виде молекул. Слабо диссоциирующими веществами в этой реакции являются сероводород и вода. Поэтому ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид:

H2S + Ba2+ + 2OH → Ba2+ + S2– + 2H2O.

В сокращенном ионно-молекулярном уравнении должны быть исключены одинаковые частицы, находящиеся в левой и правой частях полного уравнения, т.е. ионы, которые не претерпевают изменений в ходе реакции. В данном случае это ионы Ba2+. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение реакции:

H2S + 2OH → S2– + 2H2O.

Слабым электролитом, образующимся в реакции, является H2O. Вычисляем молярную массу воды: 1+1+16=18.

Ответ: 18 г/моль.

б) Реакция между нитратом свинца и серной кислотой относится к типу реакций ионного обмена. Поэтому в образующихся соединениях положительно заряженный ион из одного исходного вещества соединяется с отрицательно заряженным ионом из другого. Молекулярное уравнение реакции:

Pb(NO3)2 + H2SO4 → 2HNO3 + PbSO4↓.

Слабо диссоциирующим веществом в этой реакции является сульфат свинца (плохо растворимая соль, выпадающая в осадок, см. таблицу 3 приложения). Поэтому ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид:

Pb2+ + 2NO3+ 2H+ + SO42– → 2H+ + 2NO3 + PbSO4↓.

В сокращенном ионно-молекулярном уравнении должны быть исключены одинаковые частицы, находящиеся в левой и правой частях полного уравнения, т.е. ионы, которые не претерпевают изменений в ходе реакции. В данном случае это ионы NO3и H+. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение реакции:

Pb2+ + SO42– → PbSO4↓.

Слабым электролитом, образующимся в реакции, является PbSO4. Вычисляем молярную массу сульфата свинца: 207+32+4·16=303.

Ответ: 303 г/моль.

5. Cоставьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза солей. а) K2S . б) CuCl2. В ответе укажите разность молярных масс ионов, образующихся при гидролизе.

Решение.

а) Гидролизом солей называется процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды, приводящий к образованию слабодиссоциирующих веществ и часто сопровождающийся изменением реакции среды (рН).

При растворении в воде K2S диссоциирует: K2S 2K+ +S2-.

При составлении уравнений гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, связывающие ионы воды в малодиссоциирующие соединения, т.е. ионы, обусловливающие гидролиз.

В данном случае ионы S2- связывают катион H+, образуя ион HS

S2– +H2O HS +OH

Уравнение гидролиза в молекулярной форме:

K2S+H2O KHS+KOH

Практически гидролиз соли ограничивается первой ступенью с образованием кислой соли (в данном случае KHS). Таким образом, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (такой, как K2S) протекает по аниону соли. Избыток ионов OH в растворе обусловливает щелочную реакцию среды в растворе (pН&gt .7). В результате гидролиза образуются 2 иона: HS и OH. Рассчитываем разность их молярных масс: (1+32)–(16+1)=16.

Ответ: 16 г/моль.

б) При растворении в воде CuCl2 диссоциирует: СuCl2 Cu2+ +2Cl

В данном случае ионы Cu2+ соединяются с ионами OH, образуя гидроксоионы CuOH+. Гидролиз соли практически ограничивается первой ступенью, и образование молекулы Cu(OH)2 не происходит. Ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

Cu2+ + HOH CuOH++ H+

В данном случае продуктами гидролиза являются основная соль и кислота. Уравнение гидролиза в молекулярной форме записывается следующим образом:

CuCl2+H2O CuOHCl+ HСl

Таким образом, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (в данном случае CuCl2) протекает по катиону соли. Избыток ионов H+ в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН&lt .7). В результате гидролиза образуются 2 иона: CuOH+ и H+ (cм. ионно-молекулярное уравнение). Рассчитываем разность их молярных масс: (64+16+1)–1=80.

Ответ: 80 г/моль.


Поделиться статьей
Автор статьи
Анастасия
Анастасия
Задать вопрос
Эксперт
Представленная информация была полезной?
ДА
58.89%
НЕТ
41.11%
Проголосовало: 776

или напишите нам прямо сейчас:

Написать в WhatsApp Написать в Telegram

ОБРАЗЦЫ ВОПРОСОВ ДЛЯ ТУРНИРА ЧГК

Поделиться статьей

Поделиться статьей(Выдержка из Чемпионата Днепропетровской области по «Что? Где? Когда?» среди юношей (09.11.2008) Редакторы: Оксана Балазанова, Александр Чижов) [Указания ведущим:


Поделиться статьей

ЛИТЕЙНЫЕ ДЕФЕКТЫ

Поделиться статьей

Поделиться статьейЛитейные дефекты — понятие относительное. Строго говоря, де­фект отливки следует рассматривать лишь как отступление от заданных требований. Например, одни


Поделиться статьей

Введение. Псковская Судная грамота – крупнейший памятник феодального права эпохи феодальной раздробленности на Руси

Поделиться статьей

Поделиться статьей1. Псковская Судная грамота – крупнейший памятник феодального права эпохи феодальной раздробленности на Руси. Специфика периода феодальной раздробленности –


Поделиться статьей

Нравственные проблемы современной биологии

Поделиться статьей

Поделиться статьейЭтические проблемы современной науки являются чрезвычайно актуальными и значимыми. В связи с экспоненциальным ростом той силы, которая попадает в


Поделиться статьей

Семейство Первоцветные — Primulaceae

Поделиться статьей

Поделиться статьейВключает 30 родов, около 1000 видов. Распространение: горные и умеренные области Северного полушария . многие виды произрастают в горах


Поделиться статьей

Вопрос 1. Понятие цены, функции и виды. Порядок ценообразования

Поделиться статьей

Поделиться статьейЦенообразование является важнейшим рычагом экономического управления. Цена как экономическая категория отражает общественно необходимые затраты на производство и реализацию туристского


Поделиться статьей

или напишите нам прямо сейчас:

Написать в WhatsApp Написать в Telegram
Заявка
на расчет