Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая химия. Часть I. Учебное пособие для самостоятельной подготовки студентов
.pdf
31
РАЗДЕЛ 2. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
При изучении данного раздела рекомендуется использовать литературу
[1, с. 211-224, 2, с. 35-55, 3, с. 124-131].
Вопросы, рассматриваемые в данном разделе:
1. Электролитическая диссоциация. Истинные и потенциальные электролиты.
2. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации.
3. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической
диссоциации.
4. Свойства сильных и слабых электролитов.
Введение
Электролитической диссоциацией называется распад электролита на
ионы (положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы) под действием молекул воды или другого полярного растворителя. В настоящее время все электролиты разделяются на истинные и потенциальные.
Истинные электролиты – это вещества с кристаллической структурой ионного типа (соли и основания), они полностью диссоциируют на ионы не только
в растворах, но и в расплавах. Потенциальные электролиты – это вещества с
кристаллической структурой молекулярного типа (кислоты). В расплавах они
не диссоциируют на ионы, а в растворах образуют ионы, вследствие химического взаимодействия их молекул с молекулами растворителя.
Растворы электролитов характеризуются степенью электролитической
диссоциации , измеряемой долями единицы и показывающей какая часть
молекул электролита, введенных в раствор, диссоциирует на ионы
32
=
0
N
N
д
4
O
4
O
2
4
O
4
O
4
O
2
4
O
2
4
O
3
4
O
, (7)
где Nд – число молекул электролита распавшегося на ионы;
N0 – число введенных в раствор молекул электролита.
Очевидно, что доля недиссоциированных молекул будет равна (1 – ).
Значения изменяется от 0 (отсутствие диссоциации в растворах неэлектролитов) до 1 (полная диссоциация). По степени электролитической диссоциации все электролиты делятся на три группы, границы между которыми условны:
– сильные электролиты ( > 0,3);
– электролиты средней силы (0,03 < < 0,3);
– слабые электролиты ( < 0,03).
Рассмотрим, как в растворах диссоциирует на ионы кислоты, основания
и соли.
Кислоты в водных растворах диссоциируют на катионы водорода Н+,
точнее на ионы гидроксония Н3О+, и анионы кислотных остатков. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
НСℓ = Н+ + Сℓ– ;
Н2SО4 = Н+ + Н2S
НS
Н+ + S
Н3РО4
Н2Р
НР
Н+ + Н2Р
Н+ + НР
Н+ + НР
;
;
;
;
.
Основания (гидроксиды) в водных растворах диссоциируют на катионы
металлов и гидратированные ионы ОН–. Если в состав оснований входят несколько групп ОН–, то их диссоциация протекает ступенчато:
33
NаОН = Nа+ + ОН–;
2
2
2
3
2
3
3
3
2
3
Са(ОН)2 = СаОН+ + ОН–;
СаОН–
Аℓ(ОН)3
Аℓ(ОН)
Аℓ(ОН)2+
Са2+ + ОН–;
Аℓ(ОН)
Аℓ(ОН)2+ + ОН–;
Аℓ3+ + ОН–.
+ ОН–;
Соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Средние и двойные соли диссоциируют практически нацело. Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато: по первой ступени как сильные электролиты, по второй – как слабые электролиты
NаСℓ = Nа+ + Сℓ–;
Nа2СО3 = 2Nа+ + СО
NаКСО3 = Nа+ + К+ + СО
NаНСО3 = Nа+ + НСО
НСО
Н+ + СО
;
;
;
;
Мg(ОН)Cℓ = Мg(ОН)+ + Cℓ–;
Мg(ОН)+
Мg2+ + ОН–.
Слабые электролиты подчиняются закону разбавления Оствальда.
Кд = 2 См, (8)
где Кд – константа диссоциации слабого электролита;
– степень электролитической диссоциации;
См – молярная концентрация электролита в растворе.
В растворах истинных электролитов недиссоциированных молекул нет,
а есть только ионы, «свобода перемещения» которых снижена, и для характе-
34
ристики растворов сильных электролитов вводится такое понятие как «актив-
2
1
ная концентрация» или «активность»
а = fСм, (9)
где а – активность иона;
f – коэффициент активности, безразмерная величина (f ≤ 1);
См – молярная концентрация электролита.
Коэффициент активности f тем меньше, чем выше заряд иона и выше
концентрация электролита в растворе (больше ионная сила раствора,
=
СiZi2 , (10)
где – ионная сила раствора;
Ci – концентрация каждого иона в растворе;
Zi2 – квадрат заряда каждого иона в растворе).
Контрольные вопросы
1. Что такое электролитическая диссоциация?
2. На основании какого свойства электролиты подразделяются на силь-
ные электролиты и слабые электролиты? Что такое степень электролитической диссоциации?
3. Что представляют собой кислоты, основания и соли с точки зрения
теории электролитической диссоциации?
4. Какими свойствами характеризуются сильные и слабые электролиты?
5. Как и почему влияет на степень диссоциации слабого электролита
введение в его раствор одноименного иона и разбавление раствора?
6. Почему константа электролитической диссоциации является более удоб-
ной характеристикой электролита по сравнению со степенью диссоциации?
7. Что называют ступенчатой диссоциацией? Чем определяется число
ступеней для многоосновных кислот и многокислотных оснований? Как и по
какой причине изменяются значения и Кд от первой ступени к последней?
35
8. Что называют активной концентрацией или активностью? В каком со-
отношении она находится с аналитической концентрацией?
9. Что называют ионной силой раствора, и чем она определяется? Как
изменяется ее значение с увеличением числа различных ионов, присутствующих в растворе, с увеличением заряда и концентрации каждого иона?
ЗАДАЧИ РАЗДЕЛА 2 ДАЮТСЯ СОВМЕСТНО С ЗАДАЧАМИ
РАЗДЕЛА 3
РАЗДЕЛ 3. ВОДА. ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ИОННОЕ
ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
(РН). БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
При изучении данного раздела рекомендуется использовать литературу
[1, с. 224-230, 2, с. 61-67, 3, с. 156-159].
Вопросы, рассматриваемые в данном разделе:
1. Вода. Диссоциация воды.
2. Ионное произведение воды.
3. Водородный показатель (рН).
4. Буферные растворы.
Введение
Вода является слабым электролитом и весьма незначительная часть ее
молекул диссоциирует на ионы (1 молекула из 550 млн. молекул воды). Диссоциацию воды записывают следующим образом:
Н2О + Н2О
Или упрощенно
Н2О
Н3О+ + ОН–
(ион гидроксония)
Н+ + ОН–
36
откуда
ОН
ОНН
К
ОН
2
2
714
1010
= 1,8 • 10
Кw = [Н+ ][ОН– ] = 10
называют ионным произведением воды. Кw является постоянной величиной
при данной температуре и характерно для любых водных растворов.
Если [Н+ ] = [ОН– ] =
нейтральным.
Если [Н+ ] > 10–7 м/л > [ОН– ], то такой раствор называется кислым.
Если же [Н+ ] < 10–7 м/л < [ОН– ], то такой раствор называется щелочным
или основным.
Кислотные и основные свойства электролитов обычно характеризуют
величиной концентрации ионов водорода Н+. Чтобы не использовать числа с
отрицательным показателем степени, которыми выражена указанная концентрация, ее принято выражать через водородный показатель, обозначаемый
символом рН. Водородный показатель (рН) – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком
рН = – ℓg[Н+ ]. (13)
–14
(22 С). (12)
–16
(22 С). (11)
м/л, то такой раствор называется
С помощью рН характер среды можно представить следующим образом:
рН = 7 – нейтральная среда,
рН < 7 кислая среда,
рН > 7 – щелочная среда.
Чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода Н+, т. е. выше
кислотность среды; чем больше рН, тем ниже концентрация ионов водорода
Н+ и тем ниже кислотность среды и выше щелочность.
В отдельных случаях для характеристики кислотности или щелочности
среды используют гидроксидный показатель (рОН):
рОН = –ℓg[ОН–]. (14)
37
Тогда, если рОН = 7 – нейтральная среда.
Если рОН < 7 – щелочная среда,
Если рОН > 7 – кислая среда.
Используется также выражение
рН + рОН = рКw = 14. (15)
Буферными растворами называются растворы, применяемые для поддержания величины рН раствора постоянной величиной. Они состоят или из
слабой кислоты и ее соли, или из слабого основания и его соли. Например
СН3СООН + СН3СООNа (рН ≃ 4 5) или NН4ОН + NН4Сℓ (рН ≃ 8 9).
Буферные растворы характеризуются буферной емкостью, под которой по-
нимают количество миллимоль-эквивалентов сильной кислоты или сильного
основания (щелочи), которое требуется добавить к 1 л буферного раствора,
чтобы изменить рН раствора на единицу.
Контрольные вопросы
1. Что такое ионное произведение воды? Как оно изменяется с измене-
нием температуры?
2. Что характеризует водородный показатель (рН)? Как он изменяется в
зависимости от кислотности среды?
3. Для какой цели применяются буферные растворы?
4. Возможно ли полное отсутствие в концентрированных растворах ще-
лочей и кислот соответственно ионов Н+ и ОН– ?
5. Какое значение имеет [Н+] и рН в различных средах?
6. Что называют гидроксидным показателем рОН? Покажите, чему рав-
на сумма рН и рОН?
Примеры решения задач
1. Раствор содержит 0,1 моля СаСℓ2 и 0,1 моля АℓСℓ3 в 1 л. Какова кон-
центрация ионов Сℓ– (м/л) в растворе?
38
Решение
C
C
C
C
2
3
2
3
2
3
2
3
В водном растворе соли СаСℓ2 и АℓСℓ3 практически полностью диссоциируют на ионы:
СаСℓ2 = Са2+ + 2Сℓ–;
АℓСℓ3 = Аℓ3+ + 3Сℓ–.
Концентрация хлорид-ионов в растворе складывается из концентрации
Сℓ–-ионов, образующейся при диссоциации соли СаСℓ2 , равной удвоенной
концентрации СаСℓ2 (
0,2 м/л), и концентрации Сℓ–-ионов, образую-
щейся при диссоциации соли АℓСℓ3 , равной утроенной концентрации АℓСℓ3
(
0,3 м/л).
Суммарная концентрация Сℓ–-ионов в растворе будет равна:
0,2 + 0,3 = 0,5 м/л.
2. Считая диссоциацию Na2CO3 полной, вычислите концентрацию иона
СО
в 0,5 м растворе соли (м/л).
Решение
В водном растворе соль Na2CO3 полностью диссоциирует на ионы:
Na2CO3 = 2Nа+ + СО
.
По уравнению реакции из 1 моля Na2CO3 образуется 1 моль СО
ионов. Следовательно, концентрация СО
-ионов будет равна концентрации
соли Na2CO3 , т. е. 0,5 м/л.
3. Определите рН 0,01 Мэ раствора НВr.
Решение
Водородный показатель (рН) – это десятичный логарифм концентрации
-
ионов водорода Н+, взятый с обратным знаком.
Поскольку кислота НВr – сильный электролит, она практически полностью диссоциирует на ионы Н+ и Вr–:
НВr = Н+ + Вr– .
39
Молярная концентрация эквивалента НВr будет равняться молярной
НВrМНВrM
CC
э
H
C
H
C
NaOНМNaOНM
CC
э
OH
C
OHH
CC
4
14
10
10
OH
w
H
C
К
C
H
C
концентрации кислоты НВr, поскольку НВr – кислота одноосновная, т. е.
= 0,01 м/л. Концентрация Н+ в растворе будет рав-
няться концентрации кислоты НВr, поскольку НВr – кислота сильная, и
= 0,01 м/л = 10–2 м/л
рН = – ℓq
= –ℓq10–2 = 2
4. Определите рН 0,0001 Мэ раствора NаОН.
Решение
Щелочь NаОН в водном растворе практически нацело диссоциирует
на ионы Nа+ и ОН–:
NаОН = Nа+ + ОН–.
Поскольку щелочь NаОН – однокислотное основание, поэтому молярная
концентрация эквивалента NаОН в растворе будет равняться молярной кон-
центрации NаОН, т. е.
= 0,0001 м/л. Концентрация
ОН–-ионов в растворе будет равняться концентрации щелочи NаОН, поскольку NаОН – сильный электролит:
= С
= 0,0001 м/л = 10–4 м/л.
NаОН
Концентрация ОН–-ионов связана с концентрацией Н+-ионов ионным
произведением воды Кw:
Кw =
Поэтому
–14
= 10
(22° С). (12)
–10
= 10
м/л.
(М
рН = – ℓq
= –ℓq10
–10
м/л = 10.
5. В 1 л раствора содержится 15 г СsОН вычислите рН раствора
= 150 г).
СsОН
40
Решение
150
151
CsOНMCsOНМ
э
CC
OH
CsOНМ
CC
OHH
CC
1,0
1010
1414
OHOH
w
H
CC
К
C
H
C
H
C
Вычислим молярную концентрацию щелочи в растворе:
150 г СsОН – 1 моль;
15 г СsОН – х.
х =
= 0,1 моль СsОН.
Поскольку 15 г СsОН содержится в 1 л раствора, то молярная концен-
трация щелочи будет 0,1 м/л.
Щелочь СsОН – однокислотное основание, поэтому молярная концен-
трация СsОН будет равняться молярной концентрации эквивалента СsОН:
.
Основание СsОН – сильный электролит и в водном растворе практиче-
ски нацело диссоциирует на ионы Сs+ и ОН–:
СsОН = Сs+ + ОН–.
Концентрация ОН–-ионов в растворе будет равняться концентрации
СsОН, т. е.
. Концентрация ОН–-ионов и концентрация
Н+-ионов связаны ионным произведением воды Кw:
Кw =
Отсюда
–14
= 10
(22 С). (12)
–13
= 10
м/л.
роксид-ионов в растворе.
Решение
ион Н+, взятый с обратным знаком.
рН = – ℓq
= –ℓq10
–13
= 13.
6. рН раствора равен 2. Вычислите концентрацию ионов водорода и гид-
Водородный показатель (рН) – это десятичный логарифм концентрации
рН = – ℓq
= 2 (по условию)
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]