1.2. Растворы сильных и слабых электролитов
Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3.
Теоретическое
пояснение:
В водных растворах сильные электролиты
пол-ностью диссоциированы на ионы.
Эффективную, условную молярную
концен-трацию иона называют активностью
(а)
иона (i).
Она связана с молярной концентрацией
по уравнению аi
=
.Ci,
где
коэффициент активности. Коэффициент
активности для различных ионов изменяется
при изменении концентрации раствора:
в концентрированных растворах
<
1, а в разбавленных приближается к
единице. Коэффициент активности зависит
от межионных взаимодействий, которые
учитваются ионной силой раствора (I).
Её вычисляют по уравнению
,
гдеCi
молярная концентрация i-того
иона; Z
i
заряд i-того
иона в единицах заряда электрона.
Между
коэффициентом активности и ионной силой
раствора существует зависимость
(уравнение Дебая-Гюккеля):
В отличие от сильных электролитов в водных растворах слабых электролитов не все молекулы электролита распадаются на ионы, а лишь небольшая их часть. Этот процесс количественно характеризуется степенью электролитической диссоциации (), которая в зависимости от силы электролита принимает
18
значения
0 <
<
1;
для сильных электролитов
> 0,3, для слабых
< 0,03, а для электролитов средней силы
0,03 <
< 0,3. Степень электролитической
диссоциации равна
,
где
Ni число молекул электролита, распавшихся на ионы;
N общее число молекул электролита в растворе (число молекул электролита, введенных в растворитель);
Сi молярная концентрация молекул электролита, распавшихся на ионы;
С молярная концентрация электролита;
i количество вещества электролита, распавшегося на ионы;
количество вещества электролита, введённого в раствор.
Степень электролитической диссоциации зависит от ряда параметров, в том числе от концентрации, что делает её неудобной величиной для количественной характеристики процесса диссоциации. Независящей от концентрации слабого электролита в растворе является константа диссоциации. В растворе слабого электролита (кислоты HAn или основания KtOH) устанавливается химическое равновесие: HAn H+ + An (1)
KtOH Kt+ + OH (2)
количественно характеризуемое константой диссоциации: Kа для слабой кислоты HAn, Kb для слабого основания KtOH.
K
и
связаны между собой. Согласно закона
разбавления Оствальда
для слабой кислоты или слабого основания
при 1
1, Kд
= 2.С.
Следовательно, для одноосновной слабой
кислоты: [H+]
=
,
[H+]
= C.,
а для слабого однокислотного основания:
[OH]
=
,
[OH]
= C..
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислите константу диссоциации уксусной кислоты, если для 0,1 М раствора её равна 1,35%.
|
Дано: С(СН3СООН) = 0,1 M = 1,35% = 0,0135 Ka = ? |
Решение: CH3COOH CH3COO + H+ Ka = 2.С; Ka = (1,35.102)2.0,1 = 1,82.105 Ответ: Ka = 1,82.105. |
Пример 2. В 1 л 0,01 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26.1021 её молекул и ионов. Определите изотонический коэффициент и степень диссоциации СН3СООН.
|
Дано: V(p-pa) = 1 л C(CH3COOH) = 0,01 M N(всех частиц) = 6,26.1021 i = ? = ? |
Решение: CH3COOH CH3COO + H+
|
19
3)
= 1,04
4)
=
0,04 или 4%.
Ответ: i = 1,04; = 4%.
Пример 3. Вычислите ионную силу раствора, содержащего в 1 л 0,005 моль Cu(NO3)2 и 0,001 моль Al2(SO4)3, активность ионов Cu2+ в растворе ( = 1 г/мл).
|
Дано: (Cu(NO3)2) = 0,005 моль (Al2(SO4)3) = 0,001 моль V(H2O) = 1 л = 1 г/мл I(p-pa) = ? а(Cu2+) = ? |
Решение: Cu(NO3)2 = Cu2+ + 2NO3 (1) Al2(SO4)3 = 2 Al3+ + 3 SO42 (2) I
=
|
по уравнению (1): (Cu2+) = 0,005 моль, (NO3) = 2.0,005 = 0,01моль.
2) по уравнению (2): (Al3+) = 2.0,001моль, (SO42) = 3.0,001= 0,003 моль.
3)
I(p-pa)
=
[0,005.22
+ 0,001 (1)2
+ 0,002.32
+ 0,003.(
2)2]
= 0,03 (моль/л).
4)
а(Cu2+)
= f.
C(Cu2+);
=
1,66; f
= 0,46.
а(Cu2+) = 0,46.0,005 = 0,0023 (моль/л).
Ответ: I(p-pa) = 0,03 моль/л; а(Cu2+) = 0,0023 моль/л.
Пример 5. Определите концентрацию ионов ОН и степень диссоциации аммиака в 0,01М растворе, зная что Kb = 1,77.105.
|
Дано: C(NH3) = 0,01 моль/л Kb = 1,77.105 [OH] = ?, = ? |
Решение: NH3 + H2O NH4+ + OH [OH]
=
|
[OH] =
=
4,2.104
(моль/л); =
=
4,2.102
или =
=4,2.102.
Ответ: [OH] = 4,2.104 моль/л; = 4,2.102.