ТДП / Матыс_Общая химия

I. Cu(OH)2 CuOH+ + OH–

II. CuOH+ Сu2+ + OH–

Для многоосновных слабых кислот и оснований записываются отдельные ступени диссоциации.

Диссоциация средних солей происходит с образованием катиона металла

и аниона кислотного остатка:

KCN = K+ + CN-

Cr2(SO4)3 = 2Cr3+ + 3SO 24−

CuCl2 = Cu2+ + 2Cl–

Диссоциация кислых солей происходит сначала с образованием катиона и гидроаниона, затем возможно отщепление Н+ от гидроаниона:

NaНСO3 = Na+ + HСO −3

HСO 23− H+ + СO 23−

Диссоциация основных солей происходит сначала с образованием гидроксокатиона и аниона, далее возможно отщепление гидроксид-иона от гидроксокатиона:

(FeOH)2SO4 = 2FeOH+ + SO 24−

FeOH+ Cu2+ + OH–

Величина степени диссоциации зависит от:

-природы растворителя и растворенного вещества;

-концентрации раствора;

-температуры.

Константа диссоциации

Процессы диссоциации слабых электролитов равновесны и подчиняются закону действующих масс. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между молекулами электролита и ионами. Для диссоциации слабого бинарного электролита KА

KA K+ + A−

на основании закона действующих масс можно записать выражение константы равновесия:

KC = CK+ × CA− .

CKA

Константу равновесия KС в данном случае называют константой диссоциации и обозначают K.

Константу равновесия электролитической диссоциации приято обозначать Кдис..

Константа равновесия электролитической диссоциации слабого электролита – количественная характеристика глубины протекания процесса.

Константа диссоциации зависит от:

-от природы электролита;

-температуры.

Она не зависит от изменения начальной концентрации диссоциирующего электролита и введения в раствор других электролитов.

Для сравнения силы слабых электролитов необходимо использовать справочные таблицы, в которых приведены значения Кдис:

Для слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований, диссоциирующих ступенчато, каждой ступени диссоциации соответствует определенная величина Кдис., например,

Закон разбавления Оствальда

Для равновесного процесса

НСlO H+ + ClO–

запишем выражение константы равновесия

где СН + , СClO − , CHClO – равновесные концентрации ионов и молекул. Концентрации СН + , СClO − , CHClO могут быть выражены через начальную

концентрацию электролита Сo(НСlO) и степень диссоциации

Сдис. = С0 НСlO × a,

где Сдис. – концентрация продиссоциировавших молекул.

Равновесная концентрация кислоты:

СНСlO = C0 HClO – a × C0 HClO.

Равновесная концентрация образующихся ионов:

Сдис. = СН + = СНClO.

Тогда

Кдис. = С0 НСlO × a2

(1 - a)

(математическое выражение закона разбавления Оствальда)

В общем виде

K = a2 ×C0 , 1 - a

где С0 – молярная концентрация растворенного электролита, моль/л. Для слабых электролитов, имеющих незначительные величины степени

диссоциации, величиной a в знаменателе можно пренебречь и считать, что

1– a = 1.

Зная значение константы диссоциации и концентрацию растворенного электролита, можно вычислить степень диссоциации. Если α 1, то

Степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении, то есть уменьшении начальной концентрации.

Зная a, можно рассчитать концентрации ионов слабого электролита в растворе:

CK+ = CA− = a × C0 .

Для сильного электролита концентрации его ионов можно выразить через концентрацию растворенного электролита по формуле

Cиона = a × n × C0 ,

где n – число ионов, на которые распадается одна «молекула» сильного электролита. Например, для раствора сульфата алюминия:

Al2 (SO4 )3 = 2Al3+ + 3SO24−

CAl3+ =1× 2 ×C0 = 2 ×C0 ,

CSO24− =1×3 ×C0 = 3 ×C0 .

Ионно-молекулярные уравнения реакций

Ионно-молекулярные уравнения реакций показывают сущность реакций, протекающих в растворах электролитов. При этом малорастворимые вещества, слабые электролиты и неэлектролиты записываются в виде молекул, поскольку концентрация ионов, образующихся за счет их диссоциации, в растворе очень мала, основная форма существования соединений − молекулы. В ионном виде записываются только сильные электролиты: растворимые соли, ряд кислот, щелочи.

ZnS + 2H+ +2Cl- = Zn2+ +2Cl- +H2S

Уравнение в сокращенном виде: ZnS + 2H+ = Zn2+ + H2S

В растворах сильных электролитов концентрация ионов велика, между ними заметно проявляются силы межионного взаимодействия, поэтому ионы оказываются несвободными в своем движении и свойства электролита, зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем следовало ожидать при полной диссоциации электролита на невзаимодействующие между собой ионы. Для объяснения многообразия факторов, влияющих на свойства сильных электролитов, пользуются понятием активности иона.

Активность иона а(моль/л) определяется выражением

а = f С,

где f – коэффициент активности, С – начальная концентрация электролита; f – отражает взаимодействие силовых полей ионов, имеющих место в данной системе.

В сильноразбавленных растворах f = 1, поэтому в расчетах, связанных с незначительными концентрациями, активность можно считать равной концентрации.

Ионное произведение воды

Вода является слабым электролитом. Процесс электролитической диссоциации воды в соответствии со схемой

Н2О Н+ + ОН–

количественно характеризуется константой равновесия

Процесс протекает очень неглубоко, можно считать, что равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды равна общей (начальной)

Раствор, в котором СН + = СОН − , принято называть нейтральным.

При добавлении в воду кислоты или основания равновесие диссоциации воды в соответствии с принципом Ле Шателье смещается влево, нарушается соотношение СН + = СОН − , но Kw остается неизменным.

Водородный показатель рН

Для водных растворов важное значение имеет оценка кислотности раствора.

СН + = СОН − = 10–7 моль/л – нейтральная среда;

СН + > СОН − , СН + > 10–7 моль/л – кислая среда; СН + < СОН − , СН + < 10–7 моль/л – щелочная среда.

Более удобной количественной характеристикой среды раствора является водородный показатель.

Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе

pH = −lg CH+

или гидроксильный показатель

pOH = −lg COH− .

Для воды и разбавленных водных растворов справедливо соотношение

pH + pOH =14 .

Для чистой воды pH = 7. Растворы, для которых pH близок к 7, называют нейтральными. Если pH < 7, то раствор будет кислым, а если pH > 7 –

щелочным.

Пример 1. Вычислите концентрацию ионов H+, OH– и pH в растворе: а) 0,1 М HNO2; б) 0,1 н. H2SO4; в) NaOH плотностью 1 г/мл с массовой долей

NaOH, равной 0,04 %.

Находим pH:

pH = -lg CH+ = -lg (7,50 ×10−3 )= 3 - lg (7,50)= 3 - 0,88 = 2,12 .

Определяем C0 (молярную концентрацию H2SO4):

C0 = C (H2SO4 )= 1z ×C (1z H2SO4 )= 12 × 0,1 = 0,05 моль/л.

Тогда

pH = -lg CH+ = -lg (0,1)=1.

Находим C0 (молярную концентрацию NaOH):

пусть Vр-ра = 1 л = 1000 мл;

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ. ОБРАЗОВАНИЕ ОСАДКА

Растворимость твердых веществ в определенных жидких растворителях - важная характеристика индивидуальных свойств вещества. Количественно растворимость характеризуется составом (концентрацией) насыщенного раствора. Насыщенный раствор - такой, в котором при данной температуре вещество растворяться уже не может.

Различают вещества растворимые и малорастворимые. К малорастворимым в воде относятся вещества, растворимость которых не превышает 10–2 моль/л.

Насыщенные растворы малорастворимых веществ - электролитов очень разбавлены. Та часть электролита, которая растворилась, находится в растворе в виде ионов. Между твердой фазой [AmBn] и ионами{A n+ }, {B m- } в растворе устанавливается равновесие. В общем виде это равновесие можно записать так:

[AmBn] + aq m{A n+}aq + n{B m -}aq.

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе – насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящегося в равновесии со своим осадком, дает выражение константы равновесия,

которая и называется произведением растворимости (ПР):

ПР = KC = CAmn+ × CBnm− .

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам при данных ионах, при данной температуре, – величина постоянная. Произведение растворимости малорастворимого электролита (ПР), как всякая константа равновесия, зависит только от природы электролита и температуры.

Зная ПР малорастворимого электролита, можно вычислить его растворимость S (моль/л, г/л или г/100 мл раствора).

Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

малорастворимого электролита меньше ПР, то осадок не образуется, в этом случае раствор является ненасыщенным. Если ПС = ПР, раствор становится насыщенным по отношению к данному малорастворимому соединению. Образование осадка происходит в том случае, когда произведение концентраций ионов в растворе больше ПР, т. е. условие образования осадка следующее

CAmn+ × CBnm− > ПР.

Растворимость малорастворимого электролита уменьшается, если его раствор содержит хорошо растворимый электролит, имеющий одноименный ион, согласно принципу Ле Шателье. Исключение составляют случаи образования комплексных соединений.

Пример 1. Рассчитайте концентрацию ионов серебра и сульфид-ионов в насыщенном растворе сульфида серебра. ПР(Ag2S) = 7, 2 ×10−50 [Ошибка!

Источник ссылки не найден.].

Решение. В насыщенном растворе Ag2S устанавливается равновесие: [Ag2S] 2{Ag+ } + {S2− } .

Из уравнения следует, что в растворе концентрация ионов Ag+ в 2 раза

Пример 2. Растворимость сульфата кальция при 25оС равна 0,955 г/л. Определите величину ПР(CaSO4 ).

Решение. Записываем уравнение равновесия, устанавливающегося в

Выразим растворимость соли в молях на литр:

где M(CaSO4) – молярная масса CaSO4, г/моль.

Тогда ПР(CaSO4 ) = S 2 = (7 ×10−3 )2 = 4,9 ×10−5 .

Пример 3. Будет ли выпадать осадок при смешивании равных объемов раствора нитрата серебра, молярная концентрация которого составляет 0,01 моль/л (0,01 M), и раствора хромата калия, молярная концентрация эквивалента которого равна 0,02 моль/л (0,02 н.)? ПР(Ag2CrO4 ) =1,12 ×10−12

[Ошибка! Источник ссылки не найден.].

Решение. При сливании растворов нитрата серебра и хромата калия в осадок может выпасть труднорастворимый хромат серебра:

2AgNO3 + K2CrO4 = Ag2CrO4 ↓ +2KNO3 ,

В ионно-молекулярной форме:

2Ag+ + CrO24− = Ag2CrO4 ↓

Условие образования осадка следующее

Чтобы рассчитать ПС, надо найти концентрации ионов серебра и хроматионов в растворе при смешивании. Но сначала вычисляем молярные концентрации интересующих нас ионов в исходных растворах.

Ионы серебра в растворе появляются при электролитической диссоциации AgNO3:

AgNO3 = Ag+ + NO3−

CAg+ = C0 × a × n; a =1, n =1,

концентрация каждого вещества уменьшается во столько раз, во сколько раз увеличится объем раствора. В данном случае при сливании равных объемов растворов объем общего раствора увеличивается в 2 раза, т. е. концентрация каждого раствора и соответственно концентрации ионов, участвующих в образовании хромата серебра, уменьшаются в 2 раза.