4.2. Равновесия в растворах электролитов

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить:

· лекцию «Равновесия в растворах электролитов [Конспект лекций, раздел 4.2]

· видеозапись лабораторных работ «Ионно-молекулярные реакции», «Водородный показатель» [Приложение к УМК: диск 3, работы 1 и 2]

Цель выполнения задания

· Усвоить характерные свойства водных растворов электролитов.

· Изучить условия, при которых в растворах электролитов происходят химические реакции, и научиться составлять уравнения ионно-молекулярных реакций двойного обмена.

· Ознакомиться с методикой определения рН растворов.

· Усвоить суть гидролиза солей.

Теоретические ведения

Отличительным свойством электролитов является их способность под действием полярных молекул растворителя распадаться (диссоциировать) на ионы ─ заряженные частицы. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.

Электролитическая диссоциация (разложение вещества на ионы) может записываться без участия молекул воды:

KCl → K⁺ + Cl¯.

Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные ─ анионами.

Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степенью и константой диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые продиссоциировали на ионы, к общему числу молекул электролита.

(4.7)

Для сильных электролитов степень диссоциации равна единице, а для слабых она значительно меньше единицы (табл. 4.1). Отсюда следует, что в растворах сильных электролитов вещество находится в виде ионов, в растворах слабых – в виде молекул и небольшого числа ионов, в неэлектролитах – в виде молекул.

Таблица 4.1

Сильные и слабые электролиты

Электролиты	Сильные	Слабые
Кислоты	HNO3, HCl, HBr, H2SO4 HClO4 и другие	HNO2, H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, HF и другие
Основания	KOH, NaOH, Ba(OH)2 и другие	NH4OH, нерастворимые основания
Соли	Практически все соли	−

Примечание: к слабым электролитам относится также вода.

Процесс диссоциации сильных электролитов происходит в одну ступень. Слабые электролиты диссоциируют обратимо, причём многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют по ступеням.

С точки зрения теории электролитической диссоциации молекулы кислот в воде диссоциируют на ионы водорода Н⁺, точнее гидроксония Н₃О⁺ (Н⁺·Н₂О), и на анион (отрицательно заряженную частицу). Серная кислота диссоциирует:

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²ˉ.

Основания — это электролиты, которые диссоциируют на ионы гидроксила OHˉ и катиона (положительно заряженную частицу). Гидроксид натрия диссоциирует:

NaOH → Na⁺ + OHˉ.

Соли при диссоциации разлагаются на катионы и анионы. Нитрат кальция диссоциирует: Са(NO₃)₂ → Са²⁺ + 2NO₃ˉ.

Диссоциация слабых электролитов протекает в малой степени, поэтому в растворе присутствуют недиссоциированные молекулы и небольшое число ионов. Диссоциацию слабых электролитов записывают как обратимый процесс и характеризуют константой диссоциации (табл. 4.2).

Двухосновные слабые кислоты и двухкислотные слабые основания диссоциируют в две ступени и имеют две константы диссоциации. Ступеней и констант диссоциации столько, какова валентность кислотного или основного многовалентного остатка.

Константа электролитической диссоциации характеризует равновесие диссоциации только слабых электролитов. Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым является электролит.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов, как процесс обратимый, подчиняясь принципу Ле Шателье, увеличивается с разбавлением раствора, т.к. при добавлении растворителя происходит уменьшение концентрации ионов в растворе. Кроме того, электролитическая диссоциация происходит с поглощением теплоты, а поэтому возрастает при нагревании.

Таблица 4.2

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах

Вещество	Константа диссоциации
	КI	КII	КIII
HF	6,6 ∙ 10─4	─	─
HNO2	4,0 ∙ 10─4	─	─
H2S	1,1 ∙ 10─7	1,0 ∙ 10─14	─
H2SO3	1,6 ∙ 10─2	6,3 ∙ 10─8	─
H2CO3	4,5 ∙ 10─7	4,8 ∙ 10─11	─
H2SiO3	1,3 ∙ 10─10	2,0 ∙ 10─12	─
H3PO4	7,5 ∙ 10─3	6,3 ∙ 10─8	1,3 ∙ 10─12
NH4OH	1,8 ∙ 10─5	─	─
Cu(OH)2	─	3,4 ∙ 10─7	─
Fe(OH)2	─	1,3 ∙ 10─4	─
Fe(OH)3	─	1,8 ∙ 10─11	1,4  10─12
Zn(OH)2	4,4 ∙ 10─5	1,5 ∙ 10─9	─
Mg(OH)2	─	2,5 ∙ 10─3		─
Pb(OH)2	9,6 ∙ 10─4	3,0 ∙ 10─8		─

Пример 4.6. Степень диссоциации гидроксида аммония увеличится

□1) при разбавлении □2) при добавлении соляной кислоты

□3) при охлаждении □4) при добавлении хлорида аммония

Решение. Запишем схему электролитической диссоциации гидроксида аммония

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH‾; Δ_rН > 0.

В соответствии с принципом Ле Шателье при разбавлении, т.е. добавлении в раствор воды, концентрация растворённых частиц в растворе уменьшается, поэтому увеличивается диссоциация молекул на ионы.

Введение в раствор соляной кислоты, диссоциирующей с образованием ионов Н⁺: HCl → Н⁺ + Cl‾ приводит к уменьшению концентрации ионов OH‾ вследствие образования слабого электролита: Н⁺ + OH‾ → Н₂О. Равновесие смещается вправо и степень диссоциации увеличивается.

Добавление хлорида аммония, увеличивающего концентрацию иона NH₄⁺ за счёт диссоциации соли NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl‾ равновесие смещается влево, т.е. степень диссоциации уменьшается. Процесс электролитической диссоциации эндотермический и при охлаждении степень диссоциации уменьшается.

Правильные ответы 1 и 2.

Упражнение 4.6. Степень диссоциации уксусной кислоты увеличится

□ 1) при добавлении гидроксида натрия □ 2) при добавлении ацетата натрия

□ 3) при нагревании □ 4) при разбавлении

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Химическое взаимодействие в растворе электролита возможно в том случае, если ионы одного электролита с ионами другого образуют малорастворимые или малодиссоциирующие вещества (осадки или слабые электролиты) и газы.

В осадок выпадают малорастворимые или практически нерастворимые вещества (табл. 4.3).

Таблица 4.3

Растворимость солей кислот и оснований в воде

Катион

H+

K+, Na+

NH4+

Mg2+

Ca2+

Cu2+

Zn2+

Mn2+

Fe2+

Fe3+

AI3+

Ва2+

Анион

OH-

Р

Р

Н

М

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р

CI-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

NO3-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

S2-

Р

Р

Р

─

─

Н

Н

Н

Н

Н

─

─

SO32-

Р

Р

Р

М

М

─

М

Н

М

─

─

Н

SO42-

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

CO32-

Р

Р

Р

М

Н

Н

Н

─

Н

─

─

Н

HCO3–

Р

Р

Р

Р

Р

─

─

─

Р

Р

Р

Р

SiO32-

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

─

Н

Н

Н

Н

РО43─

Р

Р

─

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Примечание: Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое,

Н ─ нерастворимое, «─» ─ разлагается водой

Пример 4.7. В каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия?

Решение. Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции в соответствии с табл. 4.3. Все растворимые соли являются сильными электролитами.

CaCl₂ + 2NaNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2NaCl; CaCl₂ + Na₂SO₄ → CaSO₄↓ + 2NaCl.

Р Р Р Р Р Р Н Р

В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, а слабые или нерастворимые – в виде молекул

Ca²⁺ + 2Cl^‾ + 2Na⁺ + 2NO₃^‾ → Ca²⁺ + 2NO₃^‾ + 2Na⁺ + 2Cl‾;

Ca²⁺ + 2Cl^‾ + 2Na⁺ + SO₄ ^2‾ → CaSO₄ ↓ + 2Na⁺ + 2Cl^‾.

В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид: Ca²⁺ + SO₄^2‾ → CaSO₄ ↓,

т.е. в данном случае имеет место химическое взаимодействие с образованием малорастворимого вещества.

Пример 4.8. Рассмотрим реакцию, приводящую к образованию слабого электролита.

NH₄Cl + KOH → NH₄OH + KCl,

NH₄⁺ + Cl¯ + K⁺ + OH¯ → NH₄OH + K⁺ + Cl¯,

NH₄⁺ + OH¯ → NH₄OH.

слабый электролит

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ