Начальный курс химии. В 2 частях. Ч.2. Учебное пособие

n(H2SO4) = c(H2SO4) · V(раствора H2SO4) = 0,5 · 0,2 = 0,1 моль.

2.Зная количество вещества серной кислоты, рассчитывают

еемассу по формуле

m(H2SO4) = n(H2SO4) · M(H2SO4) = 0,1 · 98 = 9,8 г.

3.Рассчитывают массу исходного раствора, содержащего 9,8 г серной кислоты по формуле:

m(исх. р-ра H2SO4) = m(H2SO4) / ωисх(H2SO4) = 9,8 / 0,5= 19,6 г.

4.По табл. 2 находят плотность исходного раствора H2SO4:

ρисх.(H2SO4) = 1,395 г/см3 и рассчитывают объем исходного раствора:

V(исх. р-ра H2SO4) = m(исх. р-ра H2SO4) / ρисх.(H2SO4) = = 19,6 / 1,395 = 14,1 см3.

Ответ: объем исходного раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 0,5 необходимый для приготовления200 см3 раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,5 моль/дм3 равен 14,1 см3.

Контрольные задания

1.Определите массу хлорида натрия, необходимую для приготовления 500 г раствора с массовой долей NaCl 0,15.

2.Рассчитайте массу медного купороса CuSO4 ∙ 5H2O, необходимую для приготовления250 г раствора с массовой долей

CuSO4 0,07.

3.Приготовить 400 г раствора хлороводородной кислоты с

массовой долей HCl 0,04 из исходного раствора хлороводородной кислоты плотностью 1,098 г/см3 .

4.К 420 г исходного раствора хлорида калия с массовой долей KCl 0,20 добавили 180 г воды. Определите массовую долю KCl в полученном растворе.

41

5.Определите массу карбоната натрия, необходимую для

приготовления 500 см3 раствора Na2CO3 с молярной концентрацией 1,5 моль/дм3.

6.Рассчитайте объем исходного раствора серной кислоты с

массовой долей H2SO4 0,60, необходимый для приготовления

200см3 раствора H2SO4 с молярной концентрацией 2,5 моль/дм3.

7.Рассчитайте молярную концентрацию раствора азотной кислоты с массовой долей HNO3 0,30.

Контрольные вопросы

1.Какие существуют способы выражения состава растворов?

2.Что такое массовая доля растворенного вещества и что она показывает?

3.Что называется молярной концентрацией растворенного вещества?

4.Как готовятся растворы с массовой долей и молярной концентрацией растворенных веществ?

2.3. Электролиты, неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации

Словарь

42

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Электролитами являются соединения с ионной или ковалентной полярной связью (соли, кислоты, щелочи). В 1887 году Аррениус предложил гипотезу ионизации, согласно которой электролиты в растворе распадаются на противоположно заряженные частицы – ионы, т. е. при растворении вещества происходит его ионизация. Электрический ток в растворах электролитов - движение положительных ионов к катоду (отрицательному электроду) и отрицательных ионов к аноду (положительному электроду). В растворах и расплавах электролитов переносчиками электрического тока являются -ио ны. В результате сольватации ионное соединение(NaCl, NaOH) переходит в раствор в виде сольватированных (гидратированных) ионов (рис. 5). С каждым ионом связывается одна или несколько молекул растворителя (воды). Как правило, молекулы растворителя не участвуют в химических реакциях, поэтому их не учитывают при составлении химических уравнений.

Рис. 5. Схема растворения KCl в воде

Полярные молекулы электролитов (H2SO4, HCl, HNO3) при сольватации сначала ионизируются и затем подобно ионным соединениям переходят в раствор в виде сольватированных ионов

(рис. 6).

43

Рис. 6. Диссоциация полярных молекул при растворении вещества в воде

Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрического тока, называются неэлектролитами. Неэлектролитами являются вещества с ковалентной неполярной или малополярной связью (сахар, этанол, глицерин). Они под действием растворителей не ионизируются, и поэтому их растворы не проводят электрический ток.

Распад электролита на ионы при растворении в воде(или другом полярном растворителе) или при расплавлении называют элетролитической диссоциацией. Механизм электролитической диссоциации – это единство двух противоположных процессов: сольватации и ионизации. При сольватации образуются новые химические связи. При ионизации химические связи разрушаются.

Ионы отличаются от нейтральных атомов или молекул наличием электрического заряда и другими свойствами. Например, металлический натрий бурно реагирует с водой, а ионы натрия не действуют на воду.

Каждый электролит при диссоциации образует два рода ионов: положительные и отрицательные:

Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс. Катионы и анионы встречаются в растворе и притягиваются друг другу, образуя молекулы. В растворе электролитов ионы и молекулы находятся в состоянии динамического равновесия.

44

Контрольные задания

1. Из приведенных веществ выпишите отдельно электроли-

ты и неэлектролиты: KCl, C2H5OH, H2SO4, H2O, I2, MnO2, KMnO4, KOH, HNO3, C6H6.

2.Какие из приведенных ниже ионов являются катионами,

акакие – анионами: Al3+, Ca2+, SO42-, Ag+, Cr2O72-, Cl-, NH4+, OH-,

Мn+7, CH3COO-?

3. Какие из следующих ионов при пропускании через их

раствор постоянного электрического тока движутся к катоду,

какие – к аноду: NO3-, Cu2+, MnO4-, H+, Fe2+, ClO-, Mn2+, SiO32-?

Контрольные вопросы

1.Что называется электролитами и неэлектролитами?

2.Почему электролиты проводят электрический ток?

3.Что является переносчиками электрического тока в растворах электролитов?

4.Чем отличаются ионы от нейтральных атомов?

5.Что такое катионы и анионы?

6. Каков механизм процесса электролитической диссоциации электролитов?

7. Что является причиной распада электролитов в растворе на ионы?

2.4.Диссоциация кислот, оснований и солей

вводных растворах

Словарь

45

Теория электролитической диссоциации определяет и описывает свойства кислот, оснований и солей.

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода(другие катионы не образуются):

HCN – одноосновные кислоты – образуется один катион водоро-

да; H2SO4, H2CO3 – двухосновные; H3PO4, H3AsO4 – трехос-

новные. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты CH3COOH, только один, входящий в карбоксильную группу _COOH, способен отщепляться в виде катиона H+, поэтому уксусная кислота одноосновная. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Диссоциация многоосновной кислоты протекает в основном по первой ступени, в меньшей степени – по второй и лишь незначительно – по третьей ступени. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекуламиH3PO4 имеют-

ся анионы (в последовательно уменьшающихся количествах) H2PO4-; HPO42- и PO43-.

Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионыOH- (дру-

гие анионы не образуются):

KOH K+ + OH-; NH4OH NH4+ + OH-.

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочно-земельных метал-

лов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH и Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, а также NH4OH. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, NH4OH – однокислотное основание, Ca(OH)2 – двухкислотное основание, Fe(OH)3 трехкислотное

46

основание. Многокислотные основания, так же, как и многоосновные кислоты, диссоциируют ступенчато:

ции одновременно образуют катионы водорода и гидроксильные ионы. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся: вода, гидроксиды цинка, алюминий, хрома и ряд других веществ. Вода, например, хоть и в небольших количествах, дис-

социирует на H+ и OH-:

H2O H+ + OH-.

Следовательно, у воды в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водородаH+, и основные свойства, обусловленные наличием гидроксид-ионов OH-.

слабо. В растворах солей нет общих ионов, поэтому эти растворы не имеют общих свойств, как растворы кислот и щелочей. Молекула любого вещества в целом электронейтральна. Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации общая сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов.

47

Контрольные задания

1.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих электролитов в водных растворах: сульфата калия, нитрата цинка, гидрокарбоната аммония, хлорной кислоты, бромоводородной кислоты, сульфата гидроксомагния.

2.Какие из следующих веществ при диссоциации образуют ионы водорода: LiOH, HClO4, (CH3COO)2Ca, H2SO3, Ca(H2PO4)2, AlOHCl2, H2CO3, [Ag(NH3)2]Cl?

3.Напишите формулы соединений, которые при растворе-

нии в воде диссоциируют на ионы: Ca2+ и CH3COO-; Al3+ и Cl-; Mg2+, OH- и SO42-; Zn2+ и PO43-; Fe3+ и OH-; H+ и AsO43-.

Контрольные вопросы

1.Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации?

2.Почему растворы кислот имеют общие свойства?

3.Почему растворы оснований имеют общие свойства?

4.Чем определяется основность кислот и кислотность осно-

ваний?

5.Как диссоциируют в водных растворах кислые, основные

икомплексные соли?

6.Почему растворы солей не имеют общих свойств?

7.Что такое амфотерные электролиты?

2.5. Степень и константа диссоциации. Ионные уравнения реакций

Словарь

48

Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс:

в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации.

Степень диссоциации (α) – это отношение числа распавшихся на ионы молекул (nм) к общему числу растворенных моле-

кул (N): α = nм / N.

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или массовых процентах. Если, например, α = 0,20, то это означает, что из 100 молекул на ионы распадаются 20 молекул, 80 молекул остаются недиссоциированными.

Электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его растворов растворителем (водой) степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. Поэтому вместе со степенью диссоциации электролита необходимо указывать его концентрацию и температуру.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы (α близка к 1 даже в относительно концентрированных растворах). К ним относятся: почти все соли; многие минеральные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO3, HClO4) и основания щелочных и щелоч-

но-земельных металлов (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH и Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2).

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы (α < 1 даже в разбавленных растворах). К ним относятся: почти все органические кислоты и некоторые минеральные кислоты(H2SO3, HNO2, H2S, H2CO3, HClO, HClO2, H2SiO3, H3PO4), нерастворимые гидроксиды металлов

(Cu(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3 и др.) гидроксид аммония и вода.

Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

49

Сравнивать силу электролитов по степени электролитической диссоциации неудобно, так как это имеет смысл при одинаковой концентрации растворов. Поэтому для сравнения силы слабых электролитов применяется константа диссоциации.

Между молекулами и ионами слабого электролита в растворе устанавливается химическое равновесие, например:

CH3COOH CH3COO- + H+.

Константа равновесия реакции диссоциации уксусной кислоты, называемая просто константой диссоциации, будет равна:

K = c (H+ ) × c (CH3COO- ) . c (CH3COOH)

Константа диссоциации электролита зависит от температуры, природы растворителя и электролита, но не зависит от их концентрации. Она является количественной характеристикой диссоциации соединений. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит распадается на ионы. Так, сравнение кон-

стант диссоциации по первой ступени уг

(K1(H2CO3) = 4,5·10-7) и орто-фосфорной (K1(H3PO4) = 7,6·10-3)

кислот показывает, что H3PO4 более сильный электролит, чем

H2CO3.

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций – ионными.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок – в уравнениях обозначаются знаком ↓), а также газообразные (в уравнениях обозначаются знаком ↑) записываются в молекулярной форме. Сильные электролиты как полностью диссоциированные записываются в виде

ионов. Суммы электрических зарядов левой и правой частей уравнения должны быть равными.

Реакции, протекающие в растворах между электролитами без изменения зарядов ионов (степень окисления их остается постоянной), называются ионообменными. Многочисленные ионо-

50