Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия сборник упражнений. Для студентов-иностранцев. Учебное пособие
.pdf
121
2. Зная количество вещества серной кислоты, рассчитывают
ее массу 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) / ω
исх(H2SO4
) = 9,8 / 0,5= 19,6 г.
4. По табл. 10 находят плотность исходного раствора H2SO
(ρ исх. р-ра H2SO4 = 1,395 г/см3) и рассчитывают объем исходного
раствора:
V(исх. р-ра H2SO4) = m(исх. р-ра H2SO4) / ρ(исх. р-ра H2SO4) =
= 19,6 / 1,395 = 14,1 см3.
Ответ: объем исходного раствора серной кислоты с массовой
долей H2SO4 0,5, необходимый для приготовления 200 см3 раствора
серной кислоты с молярной концентрацией 0,5 моль/дм3, равен
14,1 см3.
Контрольные задания
1. Составьте глоссарий: массовая доля –; молярная кон-
центрация –; плотность раствора –; количество вещества –.
2. Рассчитайте массу медного купороса C uSO4∙ 5H2O, необходимую для приготовления 250 г раствора с массовой долей
CuSO4 0,07.
3. Приготовить 400 г раствора хлороводородной кислоты с
массовой долей HC l 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.
5. Определите массу карбоната натрия, необходимую для
приготовления 500 см3 раствора Na2CO3 с молярной концентрацией 1,5 моль/дм3.
6. Рассчитайте молярную концентрацию раствора азотной
кислоты с массовой долей HNO3 0,30.
7. Определите молярную концентрацию раствора нитрата
серебра, если в 400 см3 этого раствора содержится 17,0 г AgNO3.
4
122
5.3. Теория электролитической диссоциации.
Электролиты. Неэлектролиты
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
электрический ток electric current courant électrique ﺎﺑﺮﮭﻛ سﺎﻣﻲﺋ
электролит electro lyte électro lyte ﻲﺋﺎﺑﺮﮭﻛ ﻞﺋﺎﺳ
электролитическая
диссоциация
электрод electrode électrode ﻲﺋﺎﺑﺮﮭﻛ عﺎﻌﺷإ
анод anode anode ﺐﻟﺎﺳ
катод cathode cathode ﺐﺟﻮﻣ
распадаться to decay se désagrég er بﺮﺨﺘﺗ
расплав Fusion fondre ةرﻮﮭﺼﻤﻟا ةدﺎﻤﻟا
ионизация ionization ionisation ﻰﻟا ﻲﺋﺎﺑﺮﮭﻛ ﻢﯿﺴﻘﺗ
electrolytic
dissociation
dissocia tion
électrolytique
ﻲﺋﺎﺑﺮﮭﻜﻟا لﺎﺼﻔﻧﻻا
نﻮﯾ تاﺪﺣو
Вещества, растворы или расплавы которых проводят элек-
трический 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
результате сольватации ионное соединение (NaCl, NaOH) переходит в раствор в виде сольватированных ионов (рис. 25).
Полярные молекулы электролитов (H2SO4, HCl, HNO3) при
сольватации сначала ионизируются и затем переходят в раствор в
виде сольватированных ионов (рис. 26).
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.
123
другом полярном растворителе) или при расплавлении называют
Рис.25. Схема растворения
KCl
в воде
элетролитической диссоциацией.
двух противоположных процессов: сольватации (образуются новые
химические связи) и ионизации (химические связи разрушаются).
нов: положительные и отрицательные:
Катионы и анионы встречаются в растворе и притягиваются друг
к другу, образуя молекулы.
Рис 26. Диссоциация полярных молекул
Распад электролита на ионы при растворении в воде (или
Механизм электролитической диссоциации – это единство
Каждый электролит при диссоциации образует два рода ио-
NaCl Na+ + Cl-;
HNO3 H+ + NO
-
;
3
KOH H+ + OH-.
Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс.
124
Контрольные задания
1. Составьте глоссарий: электролиты –; неэлектролиты –;
ионизация –; сольватация – ; электролитическая диссоциация –.
2. Из веществ выпишите отдельно электролиты и неэлектро-
литы: KCl, C2H5OH, H2SO4, H2O, I2, MnO2, KMnO4, KOH.
3. Какие из приведенных ниже ионов являются катионами, а
какие – анионами: Al3+, Ca2+, SO
2-
, Ag+, Cr2O
4
2-
, Cl-, NH
7
+
, OH-,
4
Мn+7, CH3COO-?
4. Какие из следующих ионов при пропускании через их
раствор постоянного электрического тока движутся к катоду, а
какие – к аноду: NO
-
, Cu2+, MnO
3
-
, H+, Fe2+, ClO-, Mn2+, SiO
4
2-
?
3
5.4. Диссоциация кислот, оснований и солей
в водных растворах
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
кислотный
остаток
ступенчато gradual par degrés ﺔﺒﺗﺮﻤﻟا
щелочь alkali alcali ﻲﻀﻤﺣﻼﻟا
основность basicity basicité ﻲﺳﺎﺳﻷا
кислотность acidity acidité ﻲﻀﻤﺤﻟا
амфотерный amphoteric amphotère ﺖﯿﻟﻮﻔﻣﻷا
acid residue reste acide ﺔﯿﻀﻤﺤﻟا ةدﺎﻤﻟا
ﺔﯿﻘﺒﺘﻤﻟا
Теория электролитической диссоциации определяет и опи-
сывает свойства кислот, оснований и солей.
Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в каче-
стве катионов образуются только катионы водорода (другие
катионы не образуются):
HNO3 H+ + NO
-
; CH3COOH CH3COO- + H+.
3
Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO3, HCN
– одноосновные кислоты – образуется один катион водорода;
H2SO4, H2CO3 – двухосновные; H3PO4, H3AsO4 – трехоснов-
ные. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
125
H3PO4 H+ + H2PO
-
H2PO
H+ + HPO
4
2-
HPO
4
H+ + PO
-
(первая ступень);
4
2-
(вторая ступень);
4
3-
(третья ступень).
4
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 молекулами H3PO
имеются анионы (в последовательно уменьшающихся количествах) H2PO
-
; HPO
4
2-
4
и PO
3-
.
4
Основания – это электролиты, при диссоциации которых в
качестве анионов образуются только гидроксид-ионы OH- (другие
анионы не образуются):
KOH K+ + OH-; NH4OH NH
+
+ OH-.
4
Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их
немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: 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
основание. Многокислотные основания, так же, как и многоосновные кислоты, диссоциируют ступенчато:
Ca(OH)2 CaOH+ + OH- (первая ступень);
CaOH+ Ca2+ + OH- (вторая ступень).
Однако существуют электролиты, которые при диссоциации
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,
диссоциирует на H+ и OH-:
H2O H+ + OH-.
Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(OH)2 можно выразить следующим уравнением:
2OH- + Zn2+ + 2H2O Zn(OH)2 + 2H2O [Zn(OH)4]2- + 2H+.
Соли – электролиты, которые при диссоциации образуют
катионы остатка основания и анионы кислотного остатка:
4
126
Na3PO4 3Na+ + PO
3-
; (NH4)2SO4 2NH
4
+
+ SO
4
2-
.
4
Так диссоциируют средние соли.
Кислые, основные и комплексные соли диссоциируют сту-
пенчато: первая ступень вторая ступень
NaHSO4 Na+ + HSO
-
HSO
4
-
H+ + SO
4
2-
;
4
MgOHCl MgOH+ + Cl- MgOH+ Mg2+ + OH-;
[Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl- [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3.
Диссоциация солей по второй ступени протекает очень слабо. В растворах солей нет общих ионов, поэтому эти растворы не
имеют общих свойств, как растворы кислот и щелочей.
Контрольные задания
1. Составьте глоссарий: кислоты –; основность кислот –;
основания –; кислотность основания –; соли –; амфотерные
электролиты –.
2. 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 SO
2-
; Zn2+ и PO
4
3-
; Fe3+ и OH-; H+ и AsO
4
3-
.
4
5.5. Степень и константа ионизации. Ионные уравнения
реакций
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
степень
диссоциации
сильный strong fort يﻮﻗ
слабый weak faible ﻒﯿﻌﺿ
константа
диссоциации
degree of
dissociation
constant of
dissociation
degré de la
dissociation
constante de la
dissociation
ﺐﯾﺮﺨﺗ ﺔﺟرد
ﺮﻤﺘﺴﻤﻟا لﺎﺼﻔﻧﻻا
ﺔﻟدﺎﻌﻤﻟا
127
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 распав-
шихся на ионы молекул (nм) к общему числу растворенных
молекул ( 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, то есть
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 щелочно-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.
Сравнивать силу электролитов по степени электролитиче-
ской диссоциации неудобно, так как это имеет смысл при одина-
128
ковой концентрации растворов. Поэтому для сравнения силы
ссс
K.
aa
×--
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:
-+
cc
K
=
×
c
3
3
)COOCH()(H
.
)COOH(CH
Константа диссоциации электролита зависит от температуры,
природы растворителя и электролита, но не зависит от их концентрации. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит распадается на ионы. Так, сравнение констант диссоциации по
первой ступени угольной (K1(H2CO3) = 4, 5·10-7) и орто-фосфорной
(K1(H3PO4) = 7,6·10-3) кислот показывает, что H3PO4 более сильный
электролит, чем H2CO3.
Константа диссоциации слабого электролита связана со степенью диссоциации. Если обозначить исходную концентрацию
электролита как с, то концентрация ионов в состоянии равновесия
для бинарного электролита выражается как произведение α∙с
степень диссоциации. Концентрация недиссоциированных молекул будет равна с – α∙с или с∙(1 – α).
Зависимость степени диссоциации от константы диссоциации описывается законом разбавления Оствальда – с уменьшением концентрации электролита степень диссоциации возрастает:
aaa
==
×
(11
c)
2
Для электролитов (α << 1) можно пользоваться приближенным уравнением K = α2с при условии, что концентрация слабого
электролита в 100 или более раз больше его константы диссоциации. Если при диссоциации слабого электролита образуется
несколько одноименных ионов, то концентрацию их следует
умножить на число ионов. Согласно теории электролитической
диссоциации, все реакции в водных растворах электролитов
129
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
ионообменные реакции в растворах электролитов, которые
протекают необратимо (слева направо), можно разделить на
четыре типа:
1. Реакции с образованием осадков:
AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl ↓ (молекулярное уравнение);
Ag+ + NO
-
+ H+ + Cl- =H+ + NO
3
-
+ AgCl↓ (полное ионное уравнение);
3
Ag+ + Cl- = AgCl↓ (сокращенное ионное уравнение).
2. Реакции с образованием газообразных веществ:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2↑ + H2O;
2Na+ + CO
2-
+ 2H+ + SO
3
CO
3
2-
= 2Na+ + SO
4
2-
+ 2H+ = CO2↑ + H2O.
2-
+ CO2↑ + H2O;
4
3. Реакции с образованием малодиссоциированных соеди-
нений, например: HCl + KOH = KCl + H2O;
H+ + Cl- + K+ + OH- = K+ + Cl- + H2O;
H+ + OH- = H2O.
Рассмотрим реакцию между слабой кислотой и сильным ос-
нованием, например:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa +H2O;
CH3COOH + Na+ + OH- = CH3COO- + Na+ + H2O;
CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O.
Так как в уравнении реакции и в левой (уксусная кислота), и
в правой (вода) частях присутствуют малодиссоциированные
вещества, то равновесие реакции смещается в сторону более
130
слабого электролита. Это вода, потому что K(H2O) = 1,8·10
-16
, а
K(CH3COOH) = 1,7·10-5 при 22оС.
4. Реакции с образованием комплексных соединений:
CuSO4·5H2O + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O;
[Cu(H2O)4]2+ + SO
2-
+ H2O + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + SO
4
2-
+ 5H2O;
4
[Cu(H2O)4]2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O.
Ионообменные реакции в растворах электролитов идут в направлении связывания ионов. Они идут до конца, если в результате реакции образуются:
- малодиссоциированные соединения;
- практически нерастворимые вещества (осадки);
- газообразные вещества;
- комплексные соединения.
Если эти условия не выполняются, то при смешивании растворов электролитов не наблюдается никаких признаков реакции.
В этом случае образуется смесь ионов, например:
KCl + NaNO3 KNO3 + NaCl;
K+ + Cl- + Na+ + NO
-
K+ + NO
3
-
+ Na+ + Cl-.
3
Пример. Рассчитайте степень диссоциации и равновесную
концентрацию ионов водорода азотистой кислоты HNO2 в растворе с молярной концентрацией 0,01 моль/дм3, если константа
диссоциации кислоты Kд = 5,1·10-5.
Решение
Дано:
с
(HNO2) = 0,01 моль/дм
исх.
Kд = 5,1·10
-5
3
1. Уравнение диссоциации
азотистой кислоты:
HNO2 H+ + NO
-
.
2
Найти:
α, с(Н+)
2. Азотистая кислота является слабым электролитом и концентрация кислоты (c(HNO2) / Kд = 10-2 /5,1·10-5= 196) больше
константы диссоциации более, чем в 100 раз, поэтому следует
воспользоваться приближенным уравнением закона разбавления
Оствальда K = α2с:
5
-
101,5
10
×
2
-
.07,0
=
K
a
==
c
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]