Задачи для самостоятельного решения

1. Навеска кристаллогидрата соды массой 2,86 г растворена в мерной колбе вместимостью 200 см³ на титрование 20,00 см³ данного раствора в присутствии метилоранжа уходит 10,00 см³ 0,2 н НСl. Рассчитать сколько молей воды содержит кристаллогидрат.

2. Определить массовую долю КОН и К₂СО₃ в смеси, навеска которой массой 1,75 г растворена в мерной колбе вместимостью 250 см³. На титрование 25,00 см³ полученного раствора в присутствии метилоранжа расходуется 24,50, а в присутствии фенолфталеина – 22,00 см³ 0,1 н НСl.

3. Определить массовую долю карбоната и бикарбоната натрия в образце, если навеска массой 1,6 г растворена в мерной колбе вместимостью 200 см³, а на титрование 20,00 см³ этого раствора в присутствии фенолфталеина израсходовано 4,50, в присутствии метилоранжа – 19,50 см³ 0,1 н серной кислоты.

Решение задач приложить к отчету.

5. Тема 3. Равновесия в растворах слабых электролитов, кислых и гидролизующихся солей

Теоретические аспекты:

Электролиты – вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К ним относятся соли, основания и кислоты, в молекулах и кристаллах которых существуют ионные или сильнополярные химические связи, которые разрываются под действием молекул растворителя с образованием заряженных частиц – ионов.

В растворах электролитов различают следующие виды химических равновесий:

1) равновесия в процессах диссоциации;

2) равновесия в процессах гидролиза солей;

3) гетерогенные равновесия осадок малорастворимого основания или соли – насыщенный раствор этого соединения.

Равновесия процессов диссоциации сильных и слабых электролитов

Электролиты по их способности к диссоциации на ионы в водных растворах делят на две группы:

а) сильные электролиты – диссоциируют полностью, необратимо, в их растворах присутствуют только ионы – катионы и анионы;

б) слабые электролиты – диссоциируют обратимо, частично, в их растворах при­сутствуют как ионы, так и недиссоциированные молекулы.

Количественно способность электролитов к диссоциации характеризуют с помощью безразмерной величины – степени диссоциации , которая определяет долю молекул электролита, распавшихся на ионы, по сравнению с их количеством, внесённым в раствор.

Пусть в воде растворено n₀ моль электролита, из которого продиссоциировало n_дисс. моль, тогда по определению степени диссоциации:

или n_дисс. =   n₀ (5.1)

если ввести молярную концентрацию приготовленного раствора электролита с₀, то

или с_дисс. =   с₀ (5.2)

Величина  меняется в пределах 0  1 или 0  100%.

если  =0, то n_дисс. = 0 – вещество является неэлектролитом,

если =1, то n_дисс.= n₀ – вещество относится к группе сильных электролитов ( > 30%),

если  0, то n_дисс. << n₀ – вещество является слабым электролитом ( < 3%).

К группе сильных электролитов относятся ( =1 или  1):

– растворимые в воде соли;

– растворимые в воде основания (щёлочи) – KOH, NaOH, CsOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, LiOH;

– кислоты – HNO₃, HClO_{4, ,} H₂SO_4, НCl, HBr, HI.

К группе слабых электролитов относятся ( 0):

– неорганические кислоты – HNO₂, HClO, HCN, HF, H₂CO₃, H₂S, H₂SO₃, H₃PO₄;

– органические карбоновые кислоты – уксусная, муравьиная, пропионовая и др;

– основания – раствор аммиака в воде (NH₄OH), водные растворы органических аминов;

– вода – амфотерный электролит (амфолит).

Расчёт концентраций ионов в растворах сильных электролитов (= 1, с_дисс = с₀):

	AnBm		n Az+	+	m Bz-
до диссоциации	с0		–		–
после диссоциации	0		(Az+) = nс0		(Bz-) = mс0

Примеры:

1)	HCl		H+	+	Cl-
до диссоциации:	с0		–		–
после диссоциации:	0		с0		с0

2)	H2SO4		2H+	+	SO42-
до диссоциации:	с0		–		–
после диссоциации:	0		с(H+) = 2с0		с(SO42-) = с0

3)	Al2(SO4)3		2 Al3+	+	3 SO42-
до диссоциации:	с0		–		–
после диссоциации:	0		с(Al3+)=2с0		с(SO42-) =3с0

Так как процесс диссоциации сильного электролита практически необратим, его нельзя охарактеризовать константой диссоциации.

Активность, коэффициент активности, ионная сила раствора

В не слишком разбавленных растворах сильных электролитов ионы расположены близко друг к другу и поэтому сильно взаимодействуют между собой. Значительное межионное взаимодействие приводит к тому, что ионы в растворах не вполне свободны, а их движение затруднено, что уменьшает степень их участия в процессах, протекающих в растворе, создавая эффект уменьшения их концентрации. Количественно влияние межионного взаимодействия на поведение (±) – иона в растворе сильного электролита характеризуется его активностью _± и коэффициентом активности f_±.

Активность иона _± – эффективная, действующая концентрация (±)-иона, соот­ветст­венно которой он участвует во взаимодействиях, протекающих в растворах сильных электролитов.

Коэффициент активности иона f_± показывает, во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в растворе сильного электролита.

Активность иона связана с его молярной концентрацией уравнением:

_± = f_±·с _± (5.3)

В бесконечно разбавленных растворах (с < 10^-4моль/л) концентрации ионов малы и межионным взаимодействием можно пренебречь: f_± 1; активности ионов можно приравнять их молярным концентрациям: _± = с _±.

Значение коэффициента активности иона зависит от:

1) концентрации данного иона;

2) температуры;

3) концентрации других ионов, присутствующих одновременно в растворе.

Для изучения влияния общей концентрации всех других ионов в растворе было введено понятие ионной силы I раствора электролита (Льюис, 1907).

Ионная сила раствора – мера межионного взаимодействия, величина, характе­ризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе, которая равна полусумме произведения молярной концентрации (с_±) каждого иона на величину его заряда (z_±), возведенную в квадрат:

I = ² (5.4)

Ионная сила раствора существенно возрастает при наличии в нем многозарядных ионов.

В разбавленных растворах зависимость между коэффициентом активности ионов f_±, их зарядом z_± и ионной силой I раствора описывается уравнением Дебая-Хюккеля:

(5.5)

C увеличением ионной силы раствора коэффициент активности данного иона (катиона или аниона) уменьшается. Если ионная сила раствора I > 0,15 моль/дм³ то уравнение Дебая-Хюккеля имеет вид:

(5.6)

При решения расчетных задач значения коэффициентов активности ионов в растворах данной концентрации растворенного вещества берут из справочных таблиц или рассчитывают.

При работе с биологическими системами следует учитывать межионное взаимодействие. Незначительное увеличение ионной силы раствора вызывает изменение степени ионизации белков или нуклеиновых кислот, что приводит к изменению их конформации, а следовательно, и физиологических функций; например, ионная сила плазмы крови человека равна 0,15 моль/дм³, что должно быть учтено при приготовлении физиологических растворов. В растворах с высокой ионной силой вместо молярной концентрации катиона или аниона используют его активность (а_±).