Для виконання самостійної роботи студентами до змістовного модулю з дисципліни “Аналітична хімія”

Тема 1: Рівновага в гомогенних системах

План

1. Хімічна рівновага

Література [1], стор. 13-15

2. Ступінь електролітичної дисоціації

Література [1], стор. 18-20

3. Константа дисоціації слабкого електроліту

Література [1], стор. 20-23

4. Гідроліз солей в хімічному аналізі

Література [1], стор. 35-40

Методичні поради до вивчення теми

У практиці аналітичної хімії найчастіше мають справу з водними розчинами солей, кислот чи основ, які є електролітами.

Електроліти – це речовини, водні розчини або розплави яких проводять електричний струм.

Всі електроліти при розчиненні у воді розпадаються на йони або дисоціюють. Наявність у розчині йонів, які безперервно рухаються, зумовлює електропровідність розчинів електролітів. Позитивно заряджені частинки рухаються до негативного електроду – катода і називаються катіонами, а негативно заряджені частинки рухаються до позитивного електроду – анода і називаються аніонами.

Оскільки електролітична дисоціація - процес оборотний, то в розчинах електролітів поряд із їхніми йонами присутні також недисоційовані молекули. Тому розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації.

Ступінь дисоціації – це відношення числа молекул, які розпалися на йони (n), до загального числа молекул, що містяться у розчині (N):

Ця величина виражається у частках одиниці або у відсотках. Ступінь дисоціації залежить від природи електроліту (хімічний зв’язок), концентрації та температури.

За ступенем дисоціації електроліти поділяють на сильні, слабкі та середні. Сильні електроліти у розбавлених водних розчинах практично дисоціюють повністю (α ≥ 30%). До сильних електролітів відноситься більша частина солей, які мають йонну кристалічну структуру, кислоти НNО₃, НС1, Н₂SО₄, НВr, НІ, луги - NаОН, КОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН)₂.

Для слабких електролітів ступінь дисоціації незначний – менш, ніж 0,03 – 0,05, або 3 – 5 %. До них належить переважна більшість органічних кислот, деякі неорганічні кислоти (Н₂S; Н₂СО₃; Н₂SіO₃;) нерозчинні гідроксиди металів, гідроксид амонію. Електроліти середньої сили, α від 3 до 30% (Н₂SО₃; Н₃РО₄, НNO₂; Мg(ОН)₂) - їх відносять до слабких електролітів.

Будучи оборотним, процес дисоціації характеризується константою рівноваги, яка називається константою дисоціації.

Наприклад, для оцтової кислоти:

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО^-

К_дис = [Н⁺] ·[СН₃СОО^-] / [СН₃СООН]

Величина константи дисоціації характеризує здатність електроліту дисоціювати на йони. Чим більша величина константи дисоціації, тим сильніше електроліт дисоціює на йони, і навпаки.

Значення константи дисоціації можна зв'язати з величиною ступеня дисоціації α. Концентрацію кислоти, що розпалась на йони, можна виразити співвідношенням: [Н⁺] = [СН₃СОО^-]=α·С. Рівноважна концентрація недисаційованих молекул дорівнює (С - α·С). Підставивши ці значення у вираз для константи дисоціації, дістанемо рівняння, яке називається законом розбавлення Оствальда:

Якщо електроліт є дуже слабким, тобто α <<1, то рівняння спрощується, а закон розбавлення матиме вигляд:

К_дис = α²·С

звідки

Оскільки константа рівноваги не залежить від концентрації, то ступінь дисоціації з підвищенням концентрації має зменшуватися, а з пониженням концентрації – збільшуватися.

Водні розчини багатьох солей мають кислу або лужну реакцію середовища. Причиною цього явища є гідроліз солей.

Гідролізом називається реакція обміну сполуки з водою, в результаті якої утворюються малодисаційовані або малорозчинні сполуки: основи, кислоти, основні та кислі солі.

Суть процесу гідролізу полягає в утворенні слабких електролітів під час взаємодії з водою. Таким чином, процесу гідролізу можуть піддаватися солі, утворені слабкими електролітами (кислотами, основами). Солі утворені сильною основою і сильною кислотою, не піддаються гідролізу.

Для правильного написання рівняння реакцій гідролізу треба:

• записати рівняння дисоціації солі;

• визначити, якими (сильними чи слабкими) електролітами утворена дана сіль;

• записати скорочене йонне рівняння гідролізу, визначити кислотність середовища;

• записати повне йонне рівняння гідролізу;

• записати молекулярне рівняння гідролізу.

Залежно від складу солей є такі типи реакцій гідролізу:

1. Гідроліз солі, утвореної сильною основою і слабкою кислотою. Такі солі гідролізують з утворенням слабкої кислоти або кислої солі.

2. Гідроліз солі, утвореної сильною кислотою і слабкою основою. Такі солі гідролізують з утворенням слабкої основи або основних солей. При цьому утворюється вільна сильна кислота, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН < 7).

3. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою і слабкою кислотою. Гідроліз таких солей відбувається досить повно, оскільки внаслідок гідролізу утворюються дві малодисоційовані або малорозчинні речовини. Розчин солі внаслідок її гідролізу може мати рН ≈ 7.

Розглянемо гідроліз калій карбонату K₂CO₃. У розчині ця сіль дисоціює:

K₂CO₃  2К⁺ + CO₃^2-

Ця сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою, тому аніони слабкої вугільної кислоти CO₃^2- зв’язуватимуть йони Н⁺ з утворенням малодисоційованого гідроген карбонат-йона HCO₃^-, реакція середовища буде лужна (рН > 7) . Це двохосновна кислота, тому гідроліз відбувається ступінчасто.