Контрольные вопросы

1. Сформулируйте закон действия масс. Запишите математическое выражение этого закона для реакций:

а) N₂O₄(г)  2NO₂(г);

б) 2NO(г) + Br₂(г)  2NOBr(г);

в) СаО(к) +СО₂(г)  СаСО₃(к).

2. Почему с повышением температуры скорость реакции резко возрастает? Напишите уравнение Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

3. Что такое энергия активации?

4. Как изменится скорость реакции

2NO(г) + О₂(г) = 2NO₂(г),

протекающей в закрытом сосуде если увеличить давление в 4 раза?

5. Что называется порядком реакции? Запишите кинетическое уравнение для реакции первого порядка.

6. Изобразите графически зависимость lgC от  для реакции первого порядка.

Лабораторная работа № 4 растворы электролитов

Цель работы: изучение свойств водных растворов электролитов, процессов в них происходящих, и реакции с участием электролитов.

4.1 Теоретическая часть

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Перенос тока в случае приложенного к раствору электролита напряжения осуществляется направленным движением ионов: положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду (–), отрицательно заряженные ионы (анионы) – к аноду (+). Растворы электролитов являются проводниками второго рода.

Процесс распада растворенного вещества под действием полярных молекул растворителя на разноименно заряженные ионы называется электролитической диссоциацией.

К электролитам относят соли, кислоты, и основания.

Для количественной характеристики электролитической диссоциации вводится понятие степени диссоциации :

 = С / С₀,

где С – концентрация продиссоциировавших молекул, моль/л;

С₀ – исходная концентрация раствора, моль/л.

 показывает, какая доля молекул электролита в растворе подверглась диссоциации.

По величине степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые. К сильным относятся те электролиты, при диссоциации которых С = С₀ и (100 %).

Электролитическая диссоциация сильных электролитов протекает полностью и необратимо. К ним относятся большинство солей, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (щелочи) и некоторые кислоты (HCl, HBr, HJ, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ и др.). Уравнения их диссоциации:

;

;

;

;

;

.

При диссоциации слабых электролитов С  С₀ и , например  = = 0,3 (30 %). Слабые электролиты диссоциируют на ионы лишь частично, обратимо и ступенчато. К ним относятся слабые кислоты (HF, HCN, H₂S, HClO, HNO₂, H₃PO₄, H₂CO₃, CH₃COOH и др.), слабое основание NН₃ ∙ Н₂О (гидрат аммиака), гидроксиды металлов, кроме щелочей (Cu(OH)₂, Fe(OH)₃ и др.). Уравнения их диссоциации:

а)	;	ж)	;
б)	;		;
в)	;	з)	;
г)	;		;
д)	;
е)	;
	;

Многоосновные кислоты диссоциируют по первой ступени значительно лучше, чем по каждой следующей ступени, поэтому в расчетных задачах принимается во внимание только первая ступень диссоциации многоосновных кислот (Н₂S  ; Н₂СО₃  ; Н₃РО₄  ). Молярная концентрация продиссоциированного вещества и концентрации его ионов в растворе всегда равны друг другу (это следует из уравнения диссоциации или его первой ступени для многоосновных кислот). Примеры:

HNO₂ : ;

NH₃ ∙ H₂O : ;

Н₃РО₄ : .

Символ молярной концентрации С_м выражают, ставя формулу электролита и ионов в квадратные скобки, например ; ; .

В растворе слабого электролита устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Например, в растворе бинарного электролита HAn

.

К равновесным процессам применимы принципы Ле Шателье и закон действия масс. Константа равновесия диссоциации слабого электролита называется константой диссоциации (К_дисс), это постоянная величина для данной температуры. Для электролита HAn

.

Чем меньше величина К_дисс электролита, тем слабее данный электролит

;

;

;

.

К_дисс Н₂СО₃  К_дисс СН₃СООН, угольная кислота более слабая кислота. К_дисс электролита связана со степенью диссоциации..

Пусть исходная концентрация слабого электролита НАn равна С моль/л, а степень диссоциации равна . Исходя из определения степени диссоциации, найдем равновесные концентрации:

;

;

.

Для слабых электролитов   1, т.е. очень мала и (1 – ) приблизительно равна 1. Тогда К_дисс = С² и – закон разбавления Оствальда, из которого следует, что разбавление раствора увеличивает степень диссоциации электролита.

Ионное равновесие нарушается при изменении концентрации ионов, находящихся в растворе. Увеличение концентрации одного из ионов (введение в раствор сильного электролита, содержащего одноименные ионы) смещает равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул слабого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов (связывание в недиссоциирующую молекулу) ведет к дальнейшему распаду электролита на ионы.

В растворах электролитов осуществляются межионные взаимодействия, обусловленные силами притяжения и отталкивания. Наиболее заметны межионные взаимодействия в растворах сильных электролитов, т.к. в их растворах наблюдается высокая ионная концентрация, а промежутки между ионами невелики. В результате межионного взаимодействия движение ионов заторможено и создается впечатление о неполной диссоциации и степень диссоциации является кажущейся.

Концентрация ионов, определяемая по их поведению в растворе, называется активной концентрацией или активностью а. Активность и концентрация связаны соотношением

а = f_i ∙ C_i,

где f_i – коэффициент активности иона, который является функцией ионной силы раствора I и заряда иона z_i. Ионная сила раствора I используется для количественной характеристики межионных взаимодействий, она равна полусумме произведений концентраций каждого из ионов, присутствующих в растворе, на квадраты их зарядов

.

Экспериментально степень диссоциации определяется путем измерения электропроводности раствора или криоскопическим методом и др. методами.

,

где n – число ионов, образуемое одной молекулой электролита;

i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа, равный ;

t_крист – понижение температуры замерзания раствора, полученное в опыте (экспериментальное);

t_крист – понижение температуры замерзания для раствора данной моляльной концентрации (С_m), вычисленное по закону Рауля

t_крист = К_крист ∙ С_m

(теоретически вычисленное)

Реакции, протекающие в растворах электролитов без изменения степеней окисления атомов элементов, называются реакциями ионного обмена. В этих реакциях ионы взаимодействуют друг с другом лишь в тех случаях, когда образуются труднорастворимые вещества (осадки, газы) или слабые электролиты, т.е. реакции ионного обмена идут в сторону наибольшего связывания ионов. Уравнения реакций в таких случаях рекомендуется записывать в молекулярно-ионной форме, которая позволяет лучше понять сущность протекающих процессов. В молекулярно-ионных уравнениях растворимые сильные электролиты пишутся в виде отдельных ионов, поскольку они полностью диссоциированы, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества пишутся в виде молекул. Одинаковые ионы, не принимавшие участия в реакции, исключаются и получаются краткие ионные уравнения. При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения. Реакции обмена между ионами могут быть отнесены к одному из следующих четырех типов: