В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 30

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

AG2O98 =-2,3 • 8,31.298 • lg(3,0 10-8) = 42800 Дж = 42,8 кДж . Для бінарних електролітів, що дисоціюють за схемою

АВ ® А+ + В-

з виразу для константи рівноваги легко отримати наступний взаємозв'язок константи дисоціації, ступеня дисоціації і концентрації електроліту

С а2

у    _     M ^
K Д =~л--------- .

1

Для дуже слабких електролітів а ® 0 і тому допустимо в знаменнику нехтувати ним в порівнянні з 1. ТодіКД = CM а2 або а


К Д

С

Д (13.9)Залежності (13.8) і (13.9) між а і Кд є математичним виразом закону розведення, встановленого в 1888 р. У. Оствальдом, відповідно до якого ступінь дисоціації слабкого електроліту зростає при зниженні концентрації розчину, тобто при його розведенні.Приклад 13.6. Константа дисоціації синильної кислоти дорівнює 7,9-10-10 моль/л. Обчислить ступінь дисоціації кислоти і концентрацію ціанід-іонів в 0,001 М розчині HCN.

Розв'язання. З рівняння дисоціації

 

HCN H+ + CN

 

випливає, що v(CN ) = 1.

Судячи з величини Кд, ми маємо справу з дуже слабким електролітом. Тому для обчислення a використовуємо рівняння (13.9)79-10-8 = 8,9-10-4

0,001

 

Обчислюємо концентрацію іонів CN-

[CN-] = Cm-a-v = 0,001 8,9-10"4-1 = 8,9-10-7 моль/л.

Зверніть увагу, що рівняння (13.8) і (13.9) не являються специфічними тільки для процесів дисоціації електролітів. По суті, вони описують рівновагу будь-якого хімічного процесу, в якому в розчині одна частинка розпадається на дві інших. Так, за їх допомогою можна розрахувати ступінь

дисоціації (атомізації) двоатомних молекул (наприклад, Н2 ^ 2H), ступінь дисоціації фосгену СОС12 на СО і Q2 і багатьох інших процесів. В той же час вони непридатні, наприклад, для опису термічного розкладання CaTO3 (чому?).

Іонні рівноваги в розчинах слабких електролітів можна зміщувати в той або інший бік. Щоб змістити рівновагу дисоціації управо, треба знизити концентрацію іонів (розбавити водою) або підвищити температуру. Для зміщення рівноваги вліво (у бік асоціації) треба знизити температуру або підвищити концентрацію одного з іонів, додавши сильний електроліт, що містить однойменні іони. Наприклад, у водному розчині аміаку існує така рівновага:

NH4OH NH4+ + OH-.

Якщо до цього розчину додати NH4Q, який як сильний електроліт практично повністю дисоціює на іони NH4+ і Сі-, у вихідному розчині підвищується концентрація NH4+ і рівновага зміщується вліво.Отже, при введенні в розчин слабкого електроліту однойменних іонів ступінь дисоціації цього електроліту зменшується.

Приклад 13.7. Як зміниться ступінь дисоціації NH4OH в 0,1 М розчині, якщо до 1 л цього розчину додати 2,675 г кристалічного NH40? Ступінь дисоціації солі вважайте 100%, а K;(NH4OH) = 1,8-10-5.

Розв'язання. Про зміну ступеня дисоціації NH4OH можна судити за зміною концентрації гідроксид-іонів OH-. Вихідну концентрацію іонів [OH-] можна обчислити, виходячи з рівняння дисоціації NH4OH і величини Кд

 

NH4OH NH4+ + OH-,   КД - [NH+][OH"] - 1,8.10-5

Д [NH4OH]

 

Оскільки [NH4+] = [OH-], то КД - [OH ]

[NH4OH]

Для слабкого електроліту можна прийняти: і4ОН] = СМ = 0,1 М. [OH-]вих     Кд[NH4OH] 1,8-10-5 - 0,1 -1,34-10-3 моль/л.

Кінцеву концентрацію гідроксид-іонів [OH-]^ після додавання NH4d позначимо х, тобто [OH-]^ = х. З рівняння дисоціації NH4OH витікає, що для утворення х моль OH- необхідно х моль NH4OH. Тому концентрація недисоційованих молекул NH4OH буде дорівнювати (0,1 - х).

Для обчислення х треба розрахувати концентрацію іонів NH4+, які утворюються як при дисоціації NH4d, так і при дисоціації NH4OH. Маючи на увазі, що Мі4С1 сильний електроліт, що повністю розпадається на іони, a NH4OH дуже слабкий електроліт, можна вважати, що концентрація іонів NH4+ у отриманому розчині обумовлена тільки дисоціацією NH40. Обчислимо цю концентрацію.

Молярна концентрація NH4Q після додавання його у розчин:

CM -                                                  - 0,05 моль/л.

/w(NH4C1)   = 2,675 M(NH4C1) -V - 53,5 -1

 

Молярна концентрація іонів амонію буде такою ж:

[NH4+] = CM-a-v = 0,05-1-1 = 0,05 моль/л.

Підставивши концентрацію іонів і недисоційованих молекул у вираз для Кд, отримаємо:Д     [NH4OH]      0,1 - x

 

Звідси знайдемо кінцеву концентрацію гідроксид-іонів:

0,05-х = 1,810-6 - 1,8-10-5-х

[ОН-]кінц = х = 3,6-10-5 моль/л.

Таким чином, в результаті додавання №Н4С1 до розчину NH4OH концентрація іонів OH- зменшилася у 37,2 раза:

[OH- ]виХ = 1,34 -10-3 = 2 [OH-]кінц    3,6 -10-5       ' '

 

Отже, у стільки ж разів зменшився ступінь дисоціації NH4OH.

Разом з константою дисоціації Кд властивість електроліту дисоціювати на іони, тобто силу електроліту, зручно характеризувати величиною рКд = -lgK;. Наприклад, для оцтової кислоти СН3СООН Кд = 1,8-10-5, а рКд = -1g(1,8-10-5) = = 4,75. Чим менша величина рКд, тим сильніше електроліт.

Оскільки при ступінчастій дисоціації сумарна Кд дорівнює добутку констант дисоціації всіх ступенів, тобто КД = КД1 - КД2 - КД3 -то сумарна

величина

 

 

Приклад 13.8. Перша константа дисоціації сірчистої кислоти H2SO3 при 25°С Кд1 = 1,6-10-2, а сумарний рКд = 9,0. Обчислить концентрації іонів Н+, HSO3- і SO32- в 0,1 М розчині цієї кислоти.

Розв'язання. Складемо рівняння ступінчастої дисоціації H2SO3 і вирази для і

+                                       [H + ][HSO3- ]

H2SO3 ^ Н+ + HSO3-,      К Д1 = -—---------------- —

23                                      Д1 [H2SO3]

 

+        2                        [H+ ][SO32- ]

HSO3- * Н+ + SO3 ,    Кд^=    JL   3 J

[HSO3 ]

Обчислимо сумарну константу дисоціації Kд(H2SO3). Оскільки рКД = -1gKД = 9,0 то Кд = 10-9. Знаючи, що КД = КД1 - КД2, можна обчислити Кд2:К Д2 = ^ = ^^т = 6,25-10—8. Д2   КД1   1,6 -10 "2

Як видно, КД2 значно меньше КД1. Тому концентрацією іонів Н+, що утворюються при дисоціації за другим ступенем, можна нехтувати і вважати, що в розчині [Н+] » [HSO3—]. Тоді

Г+1ГТТО/"4~ 1     гтт+п 2

[H + ][ШОз]     [H + ]2

K Д1

[H2SO3] [H2SO3][H + ] = J~KД1 - [H2SO3] /1,6 -10"2 - 0,1 = 4-10"2 моль/л. Концентрацію іонів SO3   знаходимо з виразу для КД 2

[H + ][SO32— ]

 

K Д2

[HSO3 ]

Оскільки [Н+] » [HSO3—], то [SO32—] » КД2= 6,25-10 8 моль/л.

Відповідь: [Н+] = [HSO3—] = 4,2-10—2 моль/л; [SO32—] = 6,25-10 8 моль/л.14. РЕАКЦІЇ ОБМІНУ В РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. ДОБУТОК РОЗЧИННОСТІ. ДИСОЦІАЦІЯ ВОДИ.

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Основні поняття: іонно-обмінні реакції, іонно-молекулярні рівняння, добуток розчинності (ДР), іонний добуток води (KHO), водневий покажчик

(рН), гідроксидний покажчик (рОН), індикатори, гідроліз солей, ступінь гідролізу (аг), константа гідролізу (Кг).

Перелік умінь: складати рівняння реакцій обміну між електролітами в молекулярному і іонно-молекулярному вигляді; проводити розрахунки з використанням ДР, рН і рОН; складати рівняння гідролізу солей в молекулярному і іонно-молекулярному вигляді; обчислювати ступінь гідролізу і константу гідролізу солей.

Іонні реакції обміну. Іонно-молекулярні рівняння

Між електролітами в розчинах або розплавах може здійснюватися обмін іонами. Ці реакції характеризуються дуже високими швидкостями. В процесі реакцій іонного обміну ступені окиснення елементів всіх взаємодіючих речовин не змінюються.Іоннообмінні реакції перебігають у напрямі зв'язування іонів у розчині. Тому рівновага в реакціях обміну зміщується у бік утворення продуктів реакції, якщо:

утворюються речовини, що випадають в осад;

виділяються газоподібні речовини;

утворюються слабкіші електроліти.

Механізм реакцій обміну точніше відображається не молекулярними, а іонно-молекулярними рівняннями, в яких записуються формули тільки частинок (молекул, іонів, комплексів), що дійсно беруть участь у взаємодії, тобто в утворенні малорозчинних, газоподібних і слабко дисоціюючих речовин. При складанні таких рівнянь розчинні і добре дисоціюючі речовини записують такими, що розпалися на іони, а малорозчинні тверді, газоподібні і слабо дисоціюючі речовини   у вигляді молекул.

Приклад 14.1. Складіть іонно-молекулярні рівняння наступних реакцій обміну:

а)  CaCl2 + N2CO3 = CaCO3^ + 2NaCl

 

б)  Na2S + H2SO4 = Na2SO4 + H2ST

Розв'язання. а) В даному випадку при складанні іонно-молекулярного рівняння слід записати у вигляді іонів всі речовини, окрім малорозчинної твердої солі СаСО3, тобто

Са2+ + 2Cl— + 2Na+ + CO32— = CaCO3 + 2Na+ + 2Cl—

Іони, що не беруть участь в процесі (Na+ і С1 ), можна виключити з обох частин рівняння, і тоді отримаємо скорочене іонне рівняння реакції, яке відображає суть хімічної взаємодії, що перебігає:

Са2+ + CO32— = CaCO3

б) Газоподібну речовину H2S записуємо в молекулярній формі, а іншіу вигляді іонів:

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах