Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт

( = ):

За допомогою рівняння (13.6) знаходимо кількість іонів, що утворюються внаслідок дисоціації електроліту:

(іони)

Таким чином, молекула даного електроліту дисоціює у воді з утворенням двох іонів.

Задача 5. Обчислити ступінь дисоціації та концентрацію іонів Н⁺ у розчині хлорнуватистої кислоти НClО з концентрацією 0,01 моль/л. Константа дисоціації кислоти K_Д = 5,8  10^8. Як зміниться концентрація іонів Н⁺, якщо до 1 л вихідного розчину кислоти додати 0,02 моль NaClО?

Розв’язання. Хлорнуватиста кислота – слабкий електроліт, який у водному розчині дисоціює на іони згідно зі схемою

НClОН⁺ + ClО^.

Ступінь дисоціації кислоти   1, тому використовуємо спрощену формулу закону Оствальда:

K_Д = ² С(Х),

де

 = [H⁺]/C(Х).

У свою чергу,

[H⁺] = ;

[H⁺] = = 2,41  10^{5 (}моль/л);

 = 2,41  10^5/0,01 = 2,44  10^3.

Ступінь дисоціації слабкого електроліту сильно зменшується, якщо до розчину додати сильний електроліт з однойменним іоном. У цьому випадку під час дисоціації NaClО ( = 1) утворюються однойменні ClО^-іони:

NaClО Na⁺ + ClО^.

Тому у розчині збільшується концентрація іонів ClО^ і, відповідно, зменшується концентрація іонів Н⁺. Це обумовлено зміщенням рівноваги (формула (15.13)) вліво – у напрямі процесу моляризації.

Позначимо нову концентрацію іонів Н⁺ через х (тобто С(Н⁺) = х), тоді концентрація іонів СlО^ дорівнюватиме х + С(СlО^), де С(СlО^) – концентрація іонів СlО^, що утворилися дисоціацією сильного електроліту NaClО:

С(СlО^) = С(NaClО) = ;

С(СlО^) = 0,02 / 1 = 0,02 (моль/л).

Константа рівноваги процесу дисоціації кислоти (константа дисоціації) має вигляд

.

Через те, що хлорнуватиста кислота дуже слабкий електроліт, можна припустити, що рівноважна концентрація кислоти [HClO] близька до вихідної молярної концентрації: [HClO]  С(HClO).

Тоді

;

х² + 0,02х = 5,8  10^10.

Оскільки величина х² достатньо мала, нею можна знехтувати, тоді

0,02х  5,8  10^10

х  2,9  10^8.

Отже,

С(Н⁺) = 2,9  10^8 моль/л.

Таким чином, концентрація іонів водню зменшиться приблизно в

Задача 5. Розрахуйте рН та рОН водних розчинів: а) нітратної кислоти з молярною концентрацією 0,001 моль/л; б) гідроксиду калію з молярною концентрацією 0,01 моль/л.

Розв’язання:

а) нітратну кислоту вважають сильним електролітом ( = 1), тому схему її дисоціації можна подати у вигляді

HNO₃ = H⁺ + NO₃^.

Концентрація іонів H⁺ та NO₃^ у розчині сильного електроліту дорівнює молярній концентрації кислоти, тому

[H⁺] = [NO₃^] = C(HNO₃) = 0,001 моль/л.

Тоді

рН =  lg 0,001 = 3;

рОН = 14  3 = 11.

б) гідроксид калію також є сильним електролітом ( = 1), тому схема його дисоціації

KOH = K⁺ + OH^.

Концентрації іонів K⁺ та ОН^ у розчині цього сильного електроліту дорівнюють його молярній концентрації:

[OH^] = [K⁺] = C(KOH) = 0,01 моль/л.

Тоді розраховуємо рОН розчину за формулою (15.9):

pОH = lg [ОH^];

pОH = lg 0,01 = 2;

рН = 14  2 = 12.

Задача 6. Розрахуйте рН та рОН водного розчину мурашиної кислоти НСООН з масовою часткою 0,05 (густина розчину  1000 г/дм³), якщо константа дисоціації мурашиної кислоти дорівнює 2,1 · 10^4.

Розв’язання. Мурашину кислоту відносять до слабких електролітів, тобто вона частково дисоціює за схемою

НСООНН⁺ + СОО^.

Масову частку розчиненої речовини розраховуємо за формулою (13.8):

,

тобто маса мурашиної кислоти, що міститься в 1 л розчину:

m(HCOOH) = m_розч (НСООН) = V_розч d_розч (НСООН);

m(HCOOH) = 1  1000  0,05 = 50 г.

Молярна концентрація розчину кислоти:

С(НСООН) = ;

М(НСООН) = 46 г/моль;

С(НСООН) = моль/л.

Оскільки _НСООН  1, її константу дисоціації можна визначити за спрощеною формулою закону Оствальда:

K_Д = С(НСООН).

У свою чергу,

_НСООН = [H⁺]/C(HCOOH),

де [H⁺]  концентрація іонів H⁺ у розчині мурашиної кислоти, моль/л.

Тоді

[H⁺] = ;

[H⁺] = = 1,51  10^2 моль/л.

Розраховуємо рН розчину за формулою (15.2):

pH = lg [H⁺];

pH = lg(1,51  10^2) = 1,82.

Оскільки

рН + рОН = 14, то

рОН = 14  рН = 14  1,82 = 12,18.

Задача 7. Концентрація насиченого при 20 С водного розчину H₂S дорівнює 0,1 моль/л. Обчисліть рівноважні концентрації іонів [H⁺], [HS^], [S^2]. Константи дисоціації кислоти

Розв’язання. Сірководнева кислота є слабким електролітом, вона ступенево дисоціює за схемами:

H₂SH⁺ + HS^ ();

HS^ H⁺ + S^2 ().

Оскільки , дисоціацією за другим ступенем можна знехтувати.

Тоді

[H⁺]  [HS^] = ;

[H⁺]  [HS^] = = 7,75  10^5 моль/л.

Для приблизного розрахунку [S^2] використовуємо вираз

.

Враховуючи, що [H⁺]  [HS^] , [S^2]  = 1  10^14 моль/л.

Отже,

[H⁺] = 7,75  10^5 моль/л;

[HS^] = 7,75  10^5 моль/л;

[S^2] = 1  10^14 моль/л.

Задача 8. За якої молярної концентрації оцтової кислоти у водному розчині її ступінь дисоціації дорівнює 0,01? Константа дисоціації оцтової кислоти дорівнює 1,8  10^5.

Розв’язання. Оцтова кислота – слабкий електроліт, що частково дисоціює на іони:

СН₃CООНСН₃CОО^ + Н⁺.

онстанту дисоціації кислоти можна розрахувати за спрощеною формулою закону Оствальда: K_Д  ² С,

С(СН₃CООН) = 1,8  10^5/0,01² = 0,18 моль/л.

Задача 9. Скільки грамів KOH міститься в 10 л розчину, рН якого дорівнює 11?

Розв’язання. KOH – луг, сильний електроліт ( = 1), який у водному розчині повністю дисоціює на іони:

KOH K⁺ + OH^.

Для сильних електролітів концентрація іонів дорівнює молярній концентрації розчиненої речовини, тобто

[OH^] = [K⁺] = C(KOH).

Оскільки

рОН = 14  рН, рОН = 14  11 = 3, то

[OH^] = 10^рОН,

[OH^] = 10^3 моль/л.

Тоді

C(KOH) = 0,001 моль/л.

Завдання 10. Напишіть у молекулярній та іонній формі рівняння реакцій і вказати сполуку, утворення якої визначає напрям перебігу процесу:

а

(NH₃H₂O)

) Pb(NO₃)₂ + KI ; б) AlBr₃ + AgNO₃ ; в) FeCl₃ + NH₄OH ;

г) NaHCO₃ + HNO₃ .

Розв’язання:

а) Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂ + 2KNO₃,

P



сильний електроліт



сильний

електроліт



сильний електроліт

b²⁺ + 2NO₃^ + 2K⁺ + 2I^ = PbI₂ + 2K⁺ + 2NO₃^,

Pb²⁺ + 2I^ = PbI₂.

Оскільки внаслідок взаємодії утворюється поганорозчинний йодид свинцю,

рівновага у системі зміщується у напрямі прямої реакції.

б) AlBr₃ + 3AgNO₃ = 3AgBr + Al(NO₃)₃,

A



сильний електроліт



сильний

електроліт



сильний електроліт

l³⁺ + 3Br^ + 3Ag⁺ + 3NO₃^ = 3AgBr + Al³⁺ + 3NO₃^,

Взаємодія у процесі відбувається з утворенням малорозчинного броміду срібла:

Ag⁺ + Br^ = AgBr.

(NH₃H₂O)

в) FeCl₃ + 3NH₄OH = Fe(OH)₃ + 3NH₄Cl,

F



сильний електроліт



слабкий

електроліт



сильний електроліт

e³⁺ + 3Cl^ + 3NH₄OH = Fe(OH)₃ + 3NH₄⁺ + 3Cl^,

Fe³⁺ + 3NH₄OH = Fe(OH)₃ + 3NH₄⁺.

У цьому випадку взаємодія сильного електроліту FeCl₃ та слабкого

NH₃H₂O  NH₄OH приводить до утворення осаду Fe(OH)₃, тому рівновага зміщується у напрямі прямого процесу.



Н₂СО₃

г) NaHCO₃ + HNO₃ = NaNO₃ + CO₂ + H₂O,

N



сильний електроліт



сильний

електроліт



сильний електроліт



малодисоційована

речовина

a⁺ + HCO₃^ + H⁺ + NO₃^ = Na⁺ + NO₃^ + CO₂ + Н₂О,

HCO₃^ + H⁺ = CO₂ + Н₂О.

Утворюється газоподібна речовина, тому рівновага у системі зміщується вправо.

Як можна простежити за цими прикладами, зміщення іонних рівноваг іде у напрямі, в якому найповніше відбувається зв’язування іонів, а концентрації вільних, незв’язаних іонів, що залишаються у розчині, стають мінімально можливими.

ДОДАТКИ

Додаток 1

Відносна електронегативність атомів

I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
H 2,1
Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0
Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
K 0,8	Ca 1,0	Sc 1,3	Ti 1,3		Cr 1,6	Mn 1,6	Fe 1,6	Co 1,7	Ni 1,8
	Zn 1,6	Ga 1,6	Ge 2,0	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
Rb 0,8	Sr 1,0	Y 1,3	Zr 1,5	Nb 1,7			Ru 2,0	Rh 2,1	Pd 2,1
Ag 1,9	Cd 1,7	In 1,7		Sb 1,8	Te 2,1	I 2,6
Cs 0,75	Ba 0,9	La 1,2	Hf 1,4				Os 2,1	Ir 2,1	Pt 2,1
	Hg 1,8		Pb 1,6	Bi 1,8	Po 2,3	At 2,2
Fr 0,7	Ra 0,9

Додаток 2