Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Сильные электролиты не подчиняются закону разведения Оствальда.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют в растворах ступенчато. Например, для H₃PO₄:

H₃PO₄ «H⁺ + H₂PO K₁

H₂PO «H⁺ + HPO K₂

HPO «H⁺ + PO K₃

По первой ступени H₃PO₄ – кислота средней силы, а по второй и третьей ступеням – слабая. Суммарно это можно показать:

H₃PO₄ «3H⁺ + PO K_общ

Математически можно показать, что:

K_общ=K₁∙K₂∙K₃.

 

Для характеристики силы электролита пользуются также показателем константы диссоциации (pK):

рК = -lgK

 

Чем больше значение pK, тем электролит слабее и наоборот.

Практически полная диссоциация сильных электролитов на ионы вне зависимости от концентрации их растворов подтверждается физическими и физико-химическими методами исследования.

В 1923 г П. Дебай и Э. Хюккель установили закон ионной силы.

В разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны независимо от их химической природы.

Математическое выражение закона ионной силы имеет вид:

, где

f – коэффициент активности;

z – заряд катиона или аниона;

J – ионная силы раствора.

 

Ионной силой раствора называют полусумму произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.

 

, где

 

с_i – концентрация ионов;

z_i – их заряд;

i – число ионов.

 

Зная ионную силу можно рассчитать коэффициент активности, а последний позволяет найти активность ионов (а) в растворе.

 

а = f × c, где

 

f – коэффициент активности;

с – концентрация иона.

 

Активность иона – эта эффективная концентрация его, в соответствии с которой он участвует в различных процессах. Активность имеет такую же размерность, что и концентрация (моль/л).

Отклонение активности от концентрации возникает за счет образования вокруг каждого иона так называемой «ионной атмосферы» из противоположно заряженных ионов. Ионная атмосфера тормозит движение иона и уменьшает его подвижность. При бесконечном разведении с ® 0 имеем а = с, т.к. f = 1. В очень разбавленных растворах сильных электролитов можно принять а» с.

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакции часто используют так называемые ионные уравнения. Последние подчеркивают тот факт, что в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

Согласно теории электролитической диссоциации при реакциях в растворах электролитов возможны 2 варианта:

· Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

· Одно или несколько из образующихся веществ – газ, осадок или хорошо растворимый в воде слабый электролит.

K₂CO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + CO₂­ + H₂O

2K⁺ + CO + 2H⁺ + SO = 2K⁺ + SO + CO₂­ + H₂O

CO + 2H⁺ = CO₂­ + H₂O

Последнее уравнение называют сокращенным ионным уравнением реакции, которое получается после сокращения повторяющихся ионов. Сокращенное ионное уравнение показывает, что при действии на любые растворимые карбонаты сильными кислотами выделяются СО₂ и Н₂О.

В этом практическая ценность сокращенных ионных уравнений, их широко используют как качественные реакции на различные ионы.

Из рассмотренного выше материала, можно вывести правило: «Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов». Это правило справедливо для разбавленных водных растворов при комнатной температуре.

 

Разбор типовых задач

1. Из приведенных веществ выберите те, которые в водных растворах диссоциируют на ионы. Напишите возможные реакции между этими веществами в водных растворах в молекулярном и ионном видах: глюкоза, формиат калия, соляная кислота, гидроксид кальция, ацетон, сульфат железа (III).

Решение: Из приведенных веществ на ионы диссоциируют формиат калия, соляная кислота, гидроксид кальция и сульфат железа (III). В водных растворах возможны реакции:

1) НСООК + НС1 = НСООН + КС1 или

НСОО^- + Н⁺ = НСООН

2) 2НС1 + Са(ОН)₂ = СаС1₂ + 2Н₂О или

2Н⁺ + Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2Н₂О

3) 3Са(ОН)₂ + Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe(OH)₃¯ + 3CaSO₄¯ или

3Са(ОН)₂ + 2Fe³⁺ + 3SO = 2Fe(OH)₃¯ + 3CaSO₄¯

Эти реакции возможны потому, что в первом случае образуется слабый электролит НСООН, во втором случае – Н₂О, а в третьем случае образуются осадки Fe(OH)₃ и CaSO₄.

 

2. Запишите выражения для констант диссоциации слабого основания Zn(OH)₂ по отдельным ступеням. По какой из ступеней диссоциация происходит сильнее?

Решение: Молекулы многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциируют ступенчато, и каждая равновесная стадия характеризуется своей константой равновесия – константой диссоциации:

1-ая ступень Zn(OH)₂ «Zn(OH)⁺ + OH^-

2-ая ступень Zn(OH)⁺ «Zn²⁺ + OH^-

В результате 1-ой ступени ОН^- - ионы отщепляются от нейтральной молекулы Zn(OH)₂, в результате 2-ой ступени частица ОН^- отщепляется уже от положительно заряженного иона Zn(OH)⁺, что, очевидно, требует гораздо большей затраты энергии. Поэтому количество ионов, образующихся по 2-ой стадии будет значительно меньше, чем по 1-ой, т.е. диссоциация протекает в меньшей степени. Этот качественный вывод подтверждается численными значениями соответствующих констант диссоциации: К₁=4,4×10^-5; К₂=1,5×10^-9. Итак, К₁>К₂.

 

3. Оцените степень диссоциации в 0,005 М и 0,05 М растворах H₂SO₃.

Решение: Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации Н₂SO₃. Сернистая кислота – слабый электролит, диссоциирует ступенчато:

H₂SO₃ «H⁺ + HSO К₁ = 1,7×10^-2

HSO «H⁺ + SO К₂ = 6,3×10^-8

Поскольку К₂<<К₁, то диссоциацией кислоты по 2-ой ступени можно в первом приближении пренебречь и рассчитывать a для 1-ой ступени диссоциации. С другой стороны, значение К₁ относительно велико (>10^-4), поэтому расчет a следует проводить по полной формуле Оствальда:

или сa² + ka - k = 0

Для 0,005 М раствора:

Расчет по приближенной формуле (K»α²c) приводит к величине α>1, что не имеет смысла.

Для 0,05 М раствора:

Видно, что с уменьшением концентрации слабого электролита α увеличивается. При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации стремится к единице: α_∞→1.

 

4. Чему равна ионная сила раствора, содержащего 2,5 г CaC1₂ и 1,5 г NaC1 в 0,5 л раствора?

Решение: Ионная сила такого раствора рассчитывается по формуле:

Концентрации ионов молярные, поэтому подсчитаем молярные концентрации солей по формуле:

;

СаС1₂ и NaС1 сильные электролиты, приняв, что при таких концентрациях они диссоциируют полностью, имеем:

СаС1₂ = Са²⁺ + 2С1^-

NaCl = Na⁺ + С1^-

= 0,045 моль/л; = 0,051 моль/л;

= 2 ∙ 0,045 + 0,051 = 0,141 моль/л.

Ответ: J = 0,186.

 

5. Чему равна активность ионов H⁺ в 0,02 М растворе HNO₃?

Решение: Активность ионов рассчитывается по формуле: , a коэффициент активности – по формуле: .

Рассчитаем сначала ионную силу раствора:

Из HNO₃ = H⁺ + NO имеем С = 0,02 моль/л; С = 0,02 моль/л

Затем или .

Окончательно, а = 0,85 × 0,02 = 0,017 моль/л.

Видно, что активность ионов Н⁺ несколько меньше его концентрации.

 

Лабораторная работа

Задание 1. Изучение влияния природы электролита на скорость реакции.

В две пробирки одинакового размера налейте мерной пробиркой по 5 мл 1 М HCl (в первую пробирку) и 1 М CH₃COOH (в другую пробирку). В обе пробирки опустите по равному кусочку металлического цинка. Обе пробирки поместите в стакан с горячей водой (60-70°С). Наблюдайте выделение газа (какого?) и отметьте, в какой пробирке газ выделяется более интенсивно. Напишите уравнение протекающих реакций в молекулярной и ионной формах. Дайте объяснение наблюдаемому явлению исходя из зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Задание 2. Изучение влияния концентрации электролитов на природу продуктов реакции и на скорость реакции.

В две пробирки одинакового размера налейте по 3 мл (мерной пробиркой) 1 М H₂SO₄ (в первую пробирку) и концентрированную H₂SO₄ (во вторую пробирку). В обе пробирки опустите по равному кусочку цинка. Затем обе пробирки поместите в стакан с горячей водой (60-70°С). Наблюдайте выделение газа в каждой пробирке (каких?) и скорость выделения газов. Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионном видах и объясните выделение газов, и скорость их выделения исходя из природы концентрированной и разбавленной серной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях и влияния концентрации вещества на скорость реакции.

Задание 3. Изучение влияния природы растворителя на характер диссоциации электролита.

В пробирку внесите 2 мл спиртового раствора хлорида меди (II), обратив внимание на цвет раствора. Содержимое пробирки разделите на 2 равные части. Одну пробирку оставьте для сравнения, а в другую добавьте 2-3 мл дистиллированной воды. Наблюдайте изменение окраски раствора во второй пробирке. Дайте объяснение наблюдаемому явлению, исходя из диэлектрической проницаемости воды (78) и спирта этилового (24).

Задание 4. Изучение влияния одноименных ионов на степень диссоциации электролита.

В две пробирки одинакового размера налейте по 4 мл 0,1 М раствора CH₃COOH. В каждую пробирку добавьте по 2 капли индикатора метилового оранжевого. В одну из пробирок микрошпателем внесите несколько кристаллов CH₃COONa и раствор перемешайте до полного растворения соли. Отметьте изменение окраски раствора во второй пробирке. Объясните данное явление исходя из закона действия масс. Напишите уравнение реакции ионизации слабого электролита CH₃COOH.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: