Хімія / Общая химия конслек Модуль 2
.pdf
8.Розчини електролітів
8.1. Загальна характеристика розчинів електролітів
Електролітами називаються речовини, які розпадаються (дисоціюють) на йони в розчинах або розплавах, внаслідок чого прово-
дять електричний струм. Стан електролітів у розчинах уперше пояс-
нив в теорії електролітичної дисоціації шведський учений Сванте Арреніус (1887):
1)розчинення електроліту супроводиться розпадом його молекул на іони – позитивні й негативні;
2)при дії постійного електричного струму позитивні іони рухаються до катода, а негативні – до анода (перші називаються катіонами, а другі – аніонами);
3)електролітична дисоціація є оборотним процесом, паралельно з розщепленням молекул на йони(дисоціація) відбувається процес сполучення йонів(асоціація).
Подальший розвиток теорія електролітичної дисоціації дістала в роботах російських хіміків І.А.Каблукова, В.А.Кистяковського і П.В.Писаржевського.
Основна причина утворення іонів – це іон-дипольна взаємодія між розчинником і розчиненою речовиною. Чим більша полярність молекул розчинника і чим більший полярний чи іонний зв’язок у молекулах електроліту, тим сильніше проявляється ця взаємодія й електроліти краще дисоціюють на іони.
Здатність електроліту дисоціювати на іони кількісно оцінюють за допомогою ступеня дисоціації , який є відношенням числа молекул, що розпалися на іони (Сдис), до загального числа розчинених моле-
кул (Сзаг ) (може виражатися в долях одиниці, або у відсотках).
Сдис , 0 ≤ α ≤1
Сзаг
Наприклад, якщо =30%, це означає, що із 100 молекул електроліту розпалося на іони лише 30.
Ступінь дисоціації електроліту залежить від природи розчинника й розчиненої речовини, температури, концентрації розчину, наявності однойменних іонів.
11
Усі електроліти умовно поділяють на сильні ( >0,3), середньої сили (0,03< <0,3) і слабкі ( <0,03).
До сильних електролітів відносять майже всі солі, багато кис-
лот: HCl, HBr, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4, гідроксиди лужних і лу-
жноземельних металів.
Сильні електроліти у водних розчинах цілком розпадаються на іони, тобто процес дисоціації сильних електролітів є необоротним. Тому при написанні рівнянь дисоціації сильних електролітів використовують знак рівності. Наприклад:
NaCl=Na++Cl-
CuSO4=Cu2++SO42
До слабких електролітів відносять майже всі органічні кислоти, деякі неорганічні кислоти (H2CO3, H2S, H3PO4, HCN, H2SiO3, HClO, HNO2, H2SO3 та ін.), слабо розчинні гідроксиди металів, а також добре розчинний, але слабо дисоціюючий гідроксид амонію NН4ОН
(NH3·H2O).
Процес дисоціації слабких електролітів оборотний, рівновага сильно зміщена в напрямку утворення молекул електроліту. Тому процес дисоціації таких електролітів зображають за допомогою знака
оборотності ( ).
HClO Н+ + СlO-
За характером утворених іонів усі електроліти поділяють на три групи: кислоти, основи і солі.
Кислоти. Молекули кислот складаються із атомів водню і кислотних залишків. Тому при дисоціації будь-якої кислоти у розчині утворюються позитивно заряджені іони водню й різні аніони:
HNO3=Н++ NO3 ; H2SO4=2Н++SO42
Дисоціація багатоосновних слабких кислот йде ступінчасто:
H2СO3 Н++HCO3
HCO3 Н++CO32
Основи. Основами (гідроксидами) називають електроліти, що при дисоціації у розчині утворюють лише один вид аніонів – гідро- ксид-іони і різні катіони
NaOH=Na++OH-; NH4OH NH4 +OH-
12
Багатокислотні гідроксиди дисоціюють ступінчасто:
Cu(OH)2 CuOH++OH-
CuOH+ Cu2++OH-
Амфотерні гідроксиди (амфоліти). До амфотерних відносять гідроксиди, які залежно від умов можуть взаємодіяти як із кислотами,
так і з основами. Це Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 і деякі інші. Така поведінка амфотерних гідроксидів пояснюється тим, що в їх молекулах міцність зв’язків Ме-О і О-Н приблизно однакова. Тому амфоліти можуть дисоціювати і за типом кислоти і за типом гідроксиду:
2H ZnO22 H2ZnO2 Zn(OH)2 Zn2 2OH
Солі – це електроліти, що утворюють при розчиненні у воді іони металів і кислотних залишків. Солі бувають середні, кислі і основні. Розчинні середні солі є сильними електролітами і дисоціюють повністю на іони.
Кислі солі утворені за рахунок іонного та полярного типу хімічного зв’язку. Тому дисоціація кислої солі йде ступінчасто: на першому ступені – цілком (у результаті розриву іонного зв’язку), а на другому – незначно (внаслідок розриву ковалентного полярного зв’язку):
NaHCO3 Na HCO3
HCO3 H CO32
До складу основних солей входять гідроксильні групи. Основні солі погано розчиняються у воді й дисоціюють ступінчасто:
Cu(OH)Cl=Cu(OH)++Cl-, Cu(OH)+ Cu2++OH-,
Основні солі слабкої основи майже не дисоціюють за другим ступенем. Тому в розчині основної солі гідроксильних іонів дуже мало.
Із наведених прикладів видно, що характер іонів, що утворюються при дисоціації солей, визначається природою останніх.
Константа дисоціації Кдис слабких електролітів пов’язана зі ступенем дисоціації та концентрацією слабких електролітів законом
розведення Освальда:
Кдис |
С 2 |
|
|
, якщо α<<1, то |
|
|
||
|
1 |
|
13
Кдис 2 С
8.2.Реакції в розчинах електролітів
Необхідно пам’ятати, що реакції в розчинах електролітів фактично проходять між іонами і супроводжуються утворенням осадів, виділенням газів або утворенням інших малодисоційованих молекул. Тому при написанні іонно-молекулярних рівнянь хімічних реакцій необхідно враховувати ступінь дисоціації і розчинність речовин. У вигляді іонів записують лише сильні електроліти, а слабкі електроліти, газоподібні леткі продукти і нерозчинні (слабко-розчинні) сполуки – в молекулярній формі.
Приклад 1. Написати в молекулярній і іонній формах рівняння взаємодії гідроксиду міді із сірчаною кислотою.
Розв’язання. В молекулярній формі
Сu(OH)2+H2SO4=CuSO4+2H2O
В іонній формі
Сu(OH)2+2H+= Cu2++2H2O
Реакцію середовища будь-якого водного розчину встановлюють за значенням водневого показника рН, десятковим логарифмом концентрації іонів водню в розчині, взятим із протилежним знаком.
рН=- lg[H+]
Аналогічно
рОН=- lg[ОH-]
Для розбавлених розчинів рН+рОН=14 при температурі 22 С.
Приклад 2. Визначити рН розчину |
соляної кислоти, якщо |
С(HCl)=0,01 моль/л. |
|
Розв’язання. Визначаємо концентрацію іонів водню |
|
[H+]=С · n · , |
( 8.1 ) |
де: С – молярна концентрація кислоти, моль/л; п – число іонів водню, що утворюються із однієї молекули кислоти; - ступінь дисоціації, в частках одиниці.
Для соляної кислоти (НСl=H++Cl-), n=1; =1. Концентрація іонів водню
[H+]=0,01 1 1=10-2 моль/л рН=- lg10-2=2
14
Приклад 3. Визначити рН розчину H2SO4, якщо С(H2SO4)=0,01 моль/л, а =75%.
Розв’язання. Визначаємо концентрацію іонів водню на підставі
(8.1)
[H+]=Сп =0,01 2 0,75=1,5 10-2 моль/л рН= - lg1,5 10-2=1,82
Приклад 4. Визначити рН водного розчину NaOH, якщо С(NaOH)=0,05 моль/л, а =100%.
Розв’язання. Визначаємо концентрацію OH— іонів.
[ОH-]=0,05 1 1=5 10-2 моль/л рОН=- lg5 10-2=1,3; рН=14-1,3=12,7
Для швидкого і наближеного визначення рН різних розчинів користуються індикаторами, що змінюють своє забарвлення в окресленому інтервалі рН. Найважливішими індикаторами є лакмус, метилоранж і фенолфталеїн.
Точні значення рН розчину можна дістати за допомогою спеціальних приладів - рН-метрів.
Для характеристики розчинності малорозчинних сполук вико-
ристовують величину, яку називають добутком розчинності ДР:
ДР(КmAn) = [Kn+]m·[Am-]n
Гідроліз солей – обмінна реакція речовини з водою, яка приводить до утворення малорозчинних або малодисоційованих сполук (основи, кислоти, основних або кислих солей).
Необхідно добре пам’ятати:
1)гідроліз солей – процес оборотний і характеризується константою гідролізу Kг;
2)гідролізу підлягають солі утворені:
а) сильною основою і слабкою кислотою; б) слабкою основою і сильною кислотою; в) слабкою основою і слабкою кислотою;
3)солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, а також солі, нерозчинні у воді, гідролізу не підлягають.
Приклад 5. Скласти рівняння гідролізу карбонату натрію
Na2CO3.
Розв’язання. Сіль Na2CO3 утворена сильною основою NaОН і слабкою кислотою Н2CO3. Гідроліз буде протікати по аніону. Запишемо рівняння реакції гідролізу цієї солі:
15
а) дисоціація солі |
|
|
|
Na2CO3=2Na |
CO2 |
||
б) гідроліз аніона |
|
|
3 |
|
|
|
|
І ступінь: CO2 HOH |
HCO OH |
||
3 |
3 |
|
|
ІІ ступінь: HCO HOH |
H |
CO OH |
|
3 |
2 |
|
3 |
Отже, розчини солей, що складаються з аніонів слабких кислот і |
|||
катіонів сильних основ, гідролізують з утворенням слабкої кислоти або кислої солі. Розчини таких солей мають лужну реакцію.
Приклад 6. Скласти рівняння реакцій гідролізу солі FeCl3. Розв’язання. Сіль FeCl3 утворена слабкою основою Fe(ОН)3 і
сильною кислотою НСl. Гідроліз буде протікати по катіону. Процес
дисоціації FeCl3 |
відбувається так: |
|
|||
|
FeCl |
3 |
|
Fe3 |
3Cl |
|
|
________________________________________________ |
|
||
|
|
|
|
катіонслабкоїоснови |
|
Гідроліз катіона Fe3 |
проходить за схемою: |
|
|||
І ступінь: Fe3++HOH ↔ Fe(OH)2++H+ |
|
||||
ІІ ступінь: |
Fe(OH)2 HOH Fe(OH)2 H |
|
|||
ІIІ ступінь: Fe(OH)2 HOH Fe(OH)3 H
При кімнатній температурі процес гідролізу Fe3+ йде за першим ступенем. За третім ступенем гідроліз цієї солі може йти лише при кип’ятінні.
Таким чином, солі слабких основ і сильних кислот гідролізують з утворенням слабкої основи (якщо це сіль однокислотної основи) або основних солей. При цьому утворюється вільна сильна кислота, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН 7).
Приклад 7. Складіть рівняння гідролізу ацетату амонію
CH3COONH4.
Розв’язання. Внаслідок дисоціації цієї солі
CH3COONH4 = CH3COO -+NH4
утворюється аніон слабкої кислоти і катіон слабкої основи, які гідролізуються за схемою:
CH3COO -+HOH↔ CH3COOH+OH -
NH4 HOH NH4OH H
16
Розчин такої солі внаслідок її гідролізу може мати такі значення рН: 7, 7, 7. Ці значення визначаються константою дисоціації сильнішого електроліту (кислоти або основи). В нашому випадку розчин має рН=7, оскільки константи дисоціації гідроксиду амонію і оцтової кислоти практично однакові
KCH3COOH KNH4OH 1,75 10 5
Необхідно знати, що гідролізують не всі молекули, які є в розчині, а лише їх частина. Кількісно гідроліз оцінюють за ступенем і константою гідролізу.
Ступінь гідролізу h - це відношення кількості прогідролізованої солі (Сгідр), до загального числа розчинених молекул (Сзаг).
Константа гідролізу Кг – константа рівноваги реакції гідролізу,
їїзначення не змінюється при сталій температурі
Сh2
Кг 1 h
Ступінь гідролізу, як правило, невеликий і в 0,1 М розчині CH3COONa і в 0,1 М розчині NH4Cl при температурі 298 К складає біля 10-4, тобто в цих розчинах гідролізується лише одна молекула із 10000. В той самий час у гарячих розчинах гідроліз може настільки підсилитися, що пройде повний розклад солі. Це спостерігається зокрема для розчину FeCl3, в якому при нагріванні виділяється Fe(ОН)3 у вигляді колоїдних частинок.
Гідроліз деяких солей, утворених дуже слабкими кислотами, є процес необоротний, наприклад, гідроліз сульфідів і карбонатів алюмінію, хрому й заліза.
Fe2S3+6H2O=2Fe(OH)3+3H2S
Тому при взаємодії солей, що мають іони Al3+, Fe3+, Cr3+ з розчинами сульфідів і карбонатів, в осад випадають не сульфіди і карбонати цих катіонів, а їх гідроксиди.
2AlCl3+3Na2S+6H2O=2Al(OH)3 +3H2S +6NaCl
Розчини електролітів такої самої концентрації, що й розчини неелектролітів, замерзають при нижчих температурах і киплять при вищих температурах, ніж розчини неелектролітів. При обчисленні температури замерзання й температури кипіння розчинів електролітів необхідно застосовувати такі рівняння:
tзам=iKкрCm; (8.2)
17
tкип=iKебCm; (8.3)
де i - ізотонічний коефіцієнт, або коефіцієнт Вант-Гоффа. Він показує, у скільки разів більше частинок електроліту утворилося у розчині порівняно з кількістю вихідних і описується відношенням:
i |
tел |
(8.4) |
|
tнеел |
|||
|
|
Ізотонічний коефіцієнт можна також визначити за рівнянням i=1+ (n-1), (8.5)
де n – число іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули електроліту.
Приклад 8. Визначити температуру замерзання 5%-го розчину
Na2SО4, якщо =90%.
Розв’язання. Згідно з рівнянням (8.5) i=1+0,9(3-1)=2,8;
Cm(Na2SO4) |
1000m(Na2SO4) |
|
1000 5 |
0,37 моль/кг. |
|
M(Na SO )m(розчинника) |
142 95 |
||||
|
2 |
4 |
|
|
|
Тоді tзам=iKкрCm=2,8 1,83 0,37=1,93. Отже, температура замерзання розчину дорівнює -1,9 С.
8.3.Запитання для самоконтролю
1.Що таке електроліти, електролітична дисоціація?
2.Від чого залежить сила електроліту? Приклади сильних і слабких електролітів?
3.Як дисоціюють у водному розчині солі, кислоти, основи?
4.В напрямку утворення яких речовин протікають реакції в розчинах електролітів? Наведіть конкретні приклади.
5.За якими правилами складають йонні рівняння реакцій?
6.Що таке константа дисоціації слабких електролітів? Що вона характеризує?
7.Що таке йонний добуток води, водневий показник? Що він характеризує, як його можна розрахувати або визначити експериментально?
8.Для чого використовується добуток розчинності? Як його можна розрахувати або визначити експериментально?
18
9.Що таке гідроліз солей? Які фактори впливають на нього? Чи всі солі гідролізують у водному розчині? Наведіть конкретні приклади.
10.Що характеризує ступінь гідролізу, константа гідролізу? Від яких факторів вони залежать?
11.Що треба враховувати при обчислені осмотичного тиску, температур кипіння і замерзання розчинів електролітів?
8.4.Задачі для самоконтролю
1.Напишіть у молекулярній та молекулярно-йонній формах рівняння реакцій взаємодії таких пар речовин:
а)Na2S + FeSO4 -> ; |
г) Pb(NO3)2 + Nal -> ; |
б)Na2S + HC1 -> ; |
ґ) NH4C1 + Са(ОН)2->; |
в)CH3COONa +HNO3 -> |
д) Na2CO3 +НС1 ->. |
2. Напишіть у молекулярній та молекулярно-йонній формах рівняння реакцій між такими речовинами:
а)AgNO3 + FeCl3 -> ; |
в) Ва(ОН)2 + HNO3 -> ; |
|
б)СаСО3 +НС1->; |
г) NiSO4 + ВаС12->. |
|
3.Змішують попарно речовини: a) NaOH і КС1; б) K2SО3 |
і НС1; |
|
в)СиС12 і Са(ОН)2; г) НСООН і H2SO4; ґ) H2SO4 і НСІ; д) H2SO4 |
і КОН. |
|
У яких випадках реакції практично відбуваються до кінця? Складіть для цих реакцій молекулярні та молекулярно-йонні рівняння.
4.Складіть молекулярні та молекулярно-йонні рівняння реакцій гі-
дролізу солей: K2S, CuSO4, K3PO4, Na2CO3.
5. Складіть молекулярні та молекулярно-йонні рівняння реакцій гідролізу солей: KCN, А1С13 і NH4CN. Яке середовище (кисле, лужне чи нейтральне) буде в кожномувипадку?
6.Складіть у молекулярній та молекулярно-йонній формах рівняння реакцій:
а) СиС12 + К2СО3 + Н2О ->; б) FeCl3 + Na2CO3 + H2O ->.
7. Які з солей (KNO3, К2СО3, KC1O4, KCN, Na,SiO3, ZnCl2, AgNO3)
будуть гідролізувати у водних розчинах? Напишіть рівняння реакцій та вкажіть реакцію середовища.
8.Обчисліть ступінь гідролізу натрій ацетату в 1М розчині.
9.Ступінь гідролізу солі лужного металу та одноосновноїкислоти в 0,1М розчині дорівнює 0,0014 %. Обчисліть константу гідролізу Кг цієї солі.
19
10.Визначте ступінь гідролізу (%) натрій гіпохлориту NaCIO в 0,001 М розчині при 25 °С.
11.Знайдіть рН 0,1 М розчину Na2SO3, враховуючи гідроліз солі за першим ступенем.
12.Знайдіть рН 0,1 М розчину Н2SO4, враховуючи, що ступінь дисоціації її становить 95%.
20