Лабораторная работа №5. Ионные равновесия в растворах электролитов.

Работу выполнил______________________ Работу принял___________________

Дата выполнения______________________ Отметка о зачете_________________

Основные понятия.

Электролитаминазывают вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток.

Электрическая проводимость возникает вследствие процесса электролитической диссоциации- распада вещества на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы ). Процесс диссоциации выражается химическим уравнением ( в общем виде ):

Kat_nAn_mnKat^m++mAn^n-( * )

Возникающее ионное равновесиехарактеризуется константой равновесия, которая носит названиеконстанта диссоциации: Kat^m+ⁿAn^n-^m

Кд = , ( 1 )

Kat_nAn_m

где Kat^m+,An^n-,Kat_nAn_m-равновесныеконцентрации катионов, анионов и

недиссоциированных частиц соответственно.

Величина константы диссоциации зависит от природы электролита, растворителя и температуры, ноне зависит от концентрации раствора.

Для сильных электролитовКд  1, т.е. в разбавленных растворах они диссоциированы практическиполностью ( соединения ионного типа в растворе существуют только в виде ионов ).Слабыеэлектролиты диссоциированы в растворе лишьчастичнои характеризуются значениями константы диссоциацииКд  1.

Примеры сильных и слабых электролитов приведены в приложении 1. Константы диссоциации электролитов приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение 2 ).

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, каждая из равновесных ступеней характеризуется своей константой диссоциации.

ПРИМЕР 1.

Диссоциация ортофосфорной кислоты:

H₃PO₄H⁺ +H₂PO₄^-K₁=Н⁺H₂PO₄^-H₃PO₄

H₂PO₄^-  H⁺ + HPO₄^2- K₂ = Н⁺ HPO₄^2-  H₂PO₄^-

HPO₄^2-  H⁺ + PO₄^3- K₃ = Н⁺ PO₄^3-  HPO₄^2-

суммарное уравнение процесса:

H₃PO₄3H⁺ +PO₄^3- Kд = К₁К₂К₃=Н⁺³PO₄^3-H₃PO₄

Равновесие в водных растворах слабых электролитов.

Вода, являясь наиболее важным с практической точки зрения растворителем, сама представляет собойслабый электролит, диссоциирующий на ионы в соответствии с уравнением:

2 Н₂ОН₃О⁺+ ОН^-или упрощенно:Н₂О  Н⁺ + ОН^-.

Константа диссоциации воды: Кд = Н⁺ОН^-Н₂О= 1,8 10^-16(при 22С), в чистой воде и разбавленных водных растворах концентрацию недиссоциированных молекул принимают за постоянную величину:Н₂О=m/MV= 1000/18 = 55.5 моль/л. Тогда КдН₂О= Кв =Н⁺ ОН^- = 10^-14( 2 )

Выражение ( 2 ) называется ионным произведением водыи показывает, что

в разбавленных водных растворах произведение равновесных концентраций ионов водорода и

гидроксила при данной температуре есть величина постоянная. Концентрацию ионов водорода в растворе часто выражаютводородным показателем: рН = - lg H⁺( 3 )

реже пользуются величиной гидроксильного показателя: рОН = - lg ОH^-, т.к. в соответствии с уравнением ( 2 ) эти функции взаимосвязаны: рН + рОН = 14.

Таким образом, для водных растворов всегда выполняются соотношения:

в нейтральнойсредеН⁺=ОН^-= 10^-7моль/л,рН= рОН =7,

в кислой средеН⁺10^-7моль/л,ОН^-10^-7моль/л,рН  7, рОН7,

в щелочнойсредеН⁺10^-7моль/л,ОН^-10^-7моль/л,рН  7, рОН7.

Значение рН растворов и, соответственно, характер среды определяют с помощью специальных приборов - рН-метров или ( более грубо ) с помощью цветных индикаторов. Кислотно – основными индикаторами могут служить некоторые органические соединения, которые при определенном значении рН (в узком интервале значений рН) резко изменяют свою окраску ( см. приложение 3 ).

Равновесие в растворах слабых электролитов иногда характеризуют величиной степени диссоциации(  )-отношением числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации и константа диссоциации связаны соотношением: Кд = ²С/(1-), ( 4 )

где С - молярная концентрация раствора.

Равновесиев растворах слабых электролитов, как и для любой другой обратимой реакцииподчиняется принципу Ле Шателье, а именно:

при уменьшении концентрации ионов в растворе ( например, путем их связывания в слабый электролит ) равновесие ( * ) смещается вправо, т.е. степень диссоциации увеличивается;

при увеличении концентрации ионов ( например, путем добавления в систему сильного электролита, содержащего одноименные ионы ) равновесие ( * ) смещается влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

ПРИМЕР 2.

А). Вычислите рН и степень диссоциации децимолярного ( Ск = 0,1 моль/л ) раствора уксусной кислоты.

Константа диссоциации уксусной кислоты СН₃СООНСН₃СОО^-+ Н⁺

определяется уравнением Кд = СН₃СОО^-Н⁺СН₃СООН= 1,75 10^-5. Из уравнения реакции видно, чтоСН₃СОО^-=Н⁺, а т.к. СкСН₃СОО^-тоСН₃СООН= Ск -СН₃СОО^-Ск.

Тогда Кд = Н⁺²/Ск, откуда:Н⁺= (Кд Ск)^1/2, из уравнения(3): рН = - 1/2lg(Кд Ск), степень диссоциации по определению равна=Н⁺/Ск.

Для условий задачи получаем: Н⁺= 1.3 10^-3моль/л, рН2.9,1.3 10^-2( 1.3 % ).

Б). Вычислите рН и степень диссоциации децимолярного ( Ск = 0,1 моль/л ) раствора уксусной кислоты после добавления в него ацетата натрия в концентрации Сс = 0,1 моль/л.

В данном случае СН₃СООНСк ,СН₃СОО^-= Сс, тогда из выражения для Кд (см п.А) получаем:Н⁺= Кд Ск/Сс = 1.75 10^-5, рН4.8,1.75 10^-4(0.017 %).

Сравнение результатов, полученных в пп. А) и В), подтверждает вывод, следующий из принципа Ле Шателье, а именно: введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации.