- •І. Програма курсу
- •Тема 1. Основні поняття хімії
- •Тема 2. Будова атомів. Періодичний закон і періодична система д.І. Менделєєва
- •Тема 3. Хімічний зв’язок і будова молекул. Твердий стан речовин
- •Тема 4. Елементи хімічної термодинаміки
- •Тема 5. Хімічна кінетика та хімічна рівновага
- •Тема 6. Загальні властивості розчинів. Розчини електролітів
- •Тема 7. Окисно-відновні реакції
- •Тема 8. Електрохімічні процеси
- •Тема 9. Хімічні властивості металів
- •Іі. Контрольні задачі Загальні вказівки
- •1. Основні поняття хімії Короткі теоретичні відомості
- •2. Будова атомів. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів д.І. Менделєєва Короткі теоретичні відомості
- •3. Хімічний зв’язок і будова молекул Короткі теоретичні відомості
- •4. Елементи хімічної термодинаміки Короткі теоретичні відомості
- •5. Хімічна кінетика та хімічна рівновага Короткі теоретичні відомості
- •6. Розчини. Способи вираження концентрацій. Фізичні властивості розведених розчинів неелектролітів Короткі теоретичні відомості
- •7. Розчини електролітів. Електролітична дисоціація сильних і слабких електролітів. Закон роЗбавляння. Водневий показник Короткі теоретичні відомості
- •8. Реакції обміну в розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння хімічних реакцій Короткі теоретичні відомості
- •9. Окисно-відновні реакції. Хімічні властивості металів Короткі теоретичні відомості
- •10. Електрохімічні процеси. Гальванічні елементи Короткі теоретичні відомості
- •11. Електрохімічна корозія металів і сплавів Короткі теоретичні відомості
- •12. Електроліз Короткі теоретичні відомості
- •Кількісні розрахунки електролізу треба виконувати згідно з законом Фарадея:
- •Ііі. Лабораторні роботи Лабораторна робота №1 Класи неорганічних сполук
- •Ознакою перебігу хімічної реакції є утворення або розчинення осаду.
- •Лабораторна робота №2 Теплові ефекти процесів
- •Порядок виконання роботи
- •Обробка результатів
- •Лабораторна робота №3 Хімічна кінетика
- •Лабораторна робота №4 Розчини електролітів
- •1. Одержання та дослідження особливостей слабких електролітів
- •2. Визначення рН контрольного розчину електроліту
- •Лабораторна робота №5 Електрохімічні процеси
- •1. Мідно-цинковий гальванічний елемент
- •2. Контактна корозія
- •3. Електроліз
- •Лабораторна робота №6 Окисно-відновні реакції
- •1. Окисні властивості сульфатної кислоти.
- •2. Окисні властивості іонів металу.
- •3. Окисно-відновна двоїстість пероксиду гідрогену
- •IV. Додатки
- •Список рекомендованої літератури
7. Розчини електролітів. Електролітична дисоціація сильних і слабких електролітів. Закон роЗбавляння. Водневий показник Короткі теоретичні відомості
За станом (поведінкою) у розчинах речовини поділяються на неелектроліти й електроліти. Неелектроліти – речовини, які існують у розчині тільки у вигляді молекул. Електроліти – речовини, які дисоціюють (розпадаються) у розчині на іони.
Кількісною мірою дисоціації електроліту є ступінь дисоціації, :
= ; 0< 1, або 0 < 100%.
До сильних електролітів, що дисоціюють повністю ( 1) відносяться луги, тобто розчинні у воді основи лужних і лужноземельних металів, сильні кислоти (HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 та деякі інші), а також розчинні у воді солі (див. додаток, табл. 5).
У рівняннях процесів електролітичної дисоціації сильних електролітів прийнято писати знак рівності, слабких – знак оборотності (, або ). Перший знак означає, що відповідна речовина у розчині існує повністю у вигляді іонів (молекули майже відсутні); другий знак означає, що встановлюється рівновага, яка характеризується сталими концентраціями як молекул (їх більшість), так і іонів. Наприклад:
NaOH = Na+ + OH;
HNO3 = H+ + NO32;
NH4OH NH4+ + OH+;
H2S H+ + HS перший ступінь,
HS H+ + S2 другий ступінь.
Як було сказано раніше, будь-який оборотний процес (також і процес дисоціації) у стані рівноваги характеризується константою рівноваги, а в даному випадку – константою електролітичної дисоціації, KД, наприклад:
KД(NH4OH) = << 1;
KД1(H2S ) = ,
KД2(H2S) = ; KД2 << KД1.
Чим слабший електроліт, тим менше значення його KД.
Для слабких одноосновних кислот і однокислотних основ маємо:
Сдис.(кисл.) = [H+] і Сдис.(осн.) = [OH],
тому = і = .
При розв’язанні задач цього розділу потрібно пам’ятати закон розбавлення, згідно з яким чим більше розбавлений розчин, тим більший ступінь його дисоціації:
KД С2.
Кислотність розчинів вимірюють концентрацією іонів Гідрогену [H+] або значенням водневого показника рН:
pН = lg[H+].
Якщо [H+] = 1107 моль/л, рН = 7, то маємо нейтральне середовище,
[H+] > 1107 моль/л, pH < 7 кисле,
[H+] < 1107 моль/л, pH > 7 лужне.
Для розбавлених розчинів: рН + рОН = 14.
Приклад. Розрахувати рН і рОН розчину слабкої одноосновної кислоти та константу її дисоціації, якщо концентрація розчину дорівнює 0,005 моль/л, а ступінь її дисоціації в цьому розчині = 20%.
Розв’язання. Для слабкої одноосновної кислоти
[H+] = С(кисл.) = 0,2 0,005 = 0,01 моль/л).
Отже, pН = lg[H+] = lg(1102) = 2, тоді рОН = 14 –2 = 12.
Константа дисоціації дорівнює: KД С2 = 0,005 0,22 = 2 104.
Задачі
-
Які з наведених нижче речовин відносяться до сильних, а які – до слабких електролітів: KCl, CH3COOH, HNO3, NaOH, HF, NH3H2O, CuSO4, H2CO3, Ca(OH)2, Fe(NO3)3, H2S, H2SO4, KMnO4, H2SO3, H3PO4, K2SO3? Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для будь-яких двох з цих речовин, одна з яких є сильним, а інша – слабким електролітом. Там, де це можливо, наведіть рівняння константи електролітичної дисоціації.
-
У скільки разів концентрація іонів Гідрогену у розчині HCl з концентрацією 0,01 моль/л більша за концентрацію іонів Гідрогену у розчині оцтової кислоти тої ж самої концентрації (α = 0,045)? Чому дорівнюють рН і рОН цих розчинів?
-
Розрахуйте концентрацію іонів Гідрогену, рН і значення константи дисоціації карбонатної кислоти, якщо ступінь її дисоціації за першим ступенем у розчині, що містить 0,0043 моль/л кислоти, дорівнює 1%?
-
Розташуйте кислоти – ортофосфатну (KД1 = 7,6 103), оцтову (KД = 1,8 105), валеріанову (KД = 1,5 105), нітритну (KД = 4,6 104) у порядку зростання їх сили. Для ортофосфатної кислоти наведіть рівняння ступінчастої електролітичної дисоціації та відповідні вирази для констант дисоціації.
-
Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: HCl, Mg(NO3)2, H2CO3, H2SO4, K2HPO4. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.
-
Розрахуйте ступінь електролітичної дисоціації, концентрацію іонів Гідрогену, рН розчину масляної кислоти НС4Н7О2 з концентрацією 0,04 моль/л (KД = 1,5 105).
-
До 1 л чистої води додали 1 краплю (в 1 мл – 50 крапель) концентрованої нітратної кислоти (63%; d = 1,39 г/см3). Визначте рН одержаного розчину, припускаючи, що кислота повністю дисоційована (рН = 3,56).
-
Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: NaOH, NH4ОH, Ca(OH)2, Fe(ОН)SO4, Be(OH)2. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.
-
Розташуйте наведені дані про розчини у порядку зростання їх кислотності: СН+(моль/л) – 1 104, 1 107, 8 107, 4 109, 2 105. Вкажіть нейтральні, кислі та лужні розчини.
-
Розташуйте наведені дані про розчини у порядку зростання їх кислотності: СН+ = 1 106 моль/л; СОН = 1 106 моль/л; рН = 4,5; СН+ = 4,7 моль/л; рОН = 12. Вкажіть нейтральні, кислі та лужні розчини.
-
Які з наведених нижче речовин відносяться до сильних, а які – до слабких електролітів: KОН, HNO3, K3PO4, Al(OH)3, NiSO4, KAl(SO4)2, HNO2, HgS, HCN, KBr, H2SO3, AgNO3, NH4ОH, Ca(HSO4)2, Fe(ОН)2Cl? Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для будь-яких двох з цих речовин, одна з яких є сильним, а інша – слабким електролітом. Там, де це потрібно, наведіть рівняння константи електролітичної дисоціації.
-
Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: Н2S, NaHSO3, H2SO4, CH3COOH, HNO3. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.
-
Розрахуйте концентрації іонів Гідрогену та гідроксильних іонів, ступінь дисоціації та молярну концентрацію розчину мурашиної кислоти з рН = 3 (KД = 1,8 104).
-
Концентрація розчину одноосновної органічної кислоти дорівнює 6,67 103 моль/л; рН = 5. Розрахуйте рОН, ступінь і константу електролітичної дисоціації кислоти.
-
Скільки грамів їдкого натру міститься у 5 л розчину з рН = 11? Дисоціацію NaOH у розчині вважати повною.
-
Змішали рівні об’єми розчинів сильної кислоти з рН = 1 та рН = 2. Визначте рН одержаного розчину, концентрації іонів Гідрогену та гідроксильних груп у ньому.
-
Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: Н2Se, Na3PO4, H2SO4, Zn(OH)2, HClO2. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.
-
Напишіть рівняння ступінчастої дисоціації слабкої щавлевої кислоти Н2С2О4 і наведіть вирази констант дисоціації за першим і другим ступенями. Вважаючи, що кислота дисоціює переважно за першим ступенем (KД1 = 3,8 102), розрахуйте концентрацію іонів Гідрогену та рН розчину, якщо концентрація розчину дорівнює 0,1 моль/л.
-
Розташуйте кислоти – сульфітну H2SO3 (KД1 = 1,6 102), сульфідну H2S (KД1 = 1,0 107), селенідну H2Sе (KД1 = 1,9 104), карбонатну H2CO3 (KД1 = 4,4 107) у порядку зростання їх сили. Для карбонатної кислоти наведіть рівняння ступінчастої електролітичної дисоціації та відповідні вирази констант дисоціації.
-
Розташуйте наведені дані про розчини у порядку зростання їх кислотності: СОН(моль/л) – 1 103, 1 1011, 2 102, 2 1011, 1 107. Вкажіть нейтральні, кислі та лужні розчини.
-
Як зміниться рН, якщо розчин оцтової кислоти з концентрацією 0,2 моль/л розвести вдвічі (KД = 1,8 105)? Чому дорівнює концентрація гідроксильних іонів у одержаному розчині?
-
Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: NaHCO3, Na2SO4, NaHSO4, Mg(OH)2, H2CO3. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.
-
Які з наведених нижче речовин відносяться до сильних, а які – до слабких електролітів: NaCl, Mg(NO3)2, Al(OH)2Cl, Al2(SO4)3, HNO3, HgCl2, HCN, KOH, HClO, NH4OH, CuSO4, KClO4, H3AsO4, NaHSO4, Cu(ОН)2, CH3COONa? Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для будь-яких двох з цих речовин, одна з яких є сильним, а інша – слабким електролітом. Там, де це потрібно, наведіть рівняння константи електролітичної дисоціації.
-
рН деякого розчину мурашиної кислоти дорівнює 2,3 (KД = 1,8 104). Чому дорівнюють концентрації іонів Гідрогену, гідроксильних іонів і ступінь електролітичної дисоціації кислоти в цьому розчині?
-
Скільки грамів чистої мурашиної кислоти (KД = 1,8 104) необхідно додати до 2 л її розчину з рН = 3,5, щоб знизити рН до трьох? Збільшення об’єму розчину внаслідок додавання кислоти не враховувати. Чому дорівнює ступінь електролітичної дисоціації кислоти у цих розчинах?