- •Методичні вказівки
- •Зміст модуля II
- •7. Розчини
- •7.1 Загальна характеристика розчинів
- •7.2 Концентрація розчиненої речовини
- •7.3 Властивості розчинів
- •7.3. Питання та задачі для самоконтролю
- •8.Розчини електролітів
- •8.1. Загальна характеристика розчинів електролітів
- •8.2.Реакції в розчинах електролітів
- •8.3. Запитання для самоконтролю
- •8.4. Задачі для самоконтролю
- •9. Комплексні сполуки
- •9.1.Загальна характеристика комплексних сполук
- •9.2.Номенклатура комплексних сполук
- •9.3.Природа координаційного зв’язку
- •9.4.Класифікація комплексних сполук.
- •9.5.Дисоціація комплексних сполук у розчинах. Стійкість комплексних іонів.
- •9.6.Ізомерія комплексних сполук
- •9.7.Властивості комплексних сполук
- •9.8.Основні способи одержання комплексних сполук.
- •9.9.Значення та застосування комплексних сполук
- •9.10.Запитання та задачі для самоконтролю
- •8. Номенклатура комплексних сполук.
- •10. Окисно-відновні реакції
- •10.1.Загальна характеристика процесів окислення та відновлення
- •10.2.Складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •10.3. Запитання та задачі для самоконтролю
- •11. Загальні та електрохімічні властивості металів
- •11.1. Загальні властивості металів
- •11.2. Гальванічні елементи. Корозія металів
- •11.3. Електроліз
- •11.4. Запитання та задачі для самоконтролю
- •Список рекомендованої літератури
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 22С.
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+]=0,0111=10-2 моль/л
рН=- lg10-2=2
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=0,0120,75=1,510-2 моль/л
рН= - lg1,510-2=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-]=0,0511=510-2 моль/л
рОН=- lg510-2=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 використовують 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:
а) дисоціація солі
Na2CO3=
б) гідроліз аніона
І ступінь:
ІІ ступінь:
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:
Гідроліз катіона проходить за схемою:
І ступінь: Fe3++HOH ↔ Fe(OH)2++H+
ІІ ступінь:
ІIІ ступінь:
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 (рН7).
Приклад 7. Складіть рівняння гідролізу ацетату амонію CH3COONH4.
Розв’язання. Внаслідок дисоціації цієї солі
CH3COONH4 = CH3COO -+
утворюється аніон слабкої кислоти і катіон слабкої основи, які гідролізуються за схемою:
CH3COO -+HOH↔ CH3COOH+OH -
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
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, її значення не змінюється при сталій температурі
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)
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:
(8.4)
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;
моль/кг.
Тоді tзам=iKкрCm=2,81,830,37=1,93. Отже, температура замерзання розчину дорівнює -1,9С.