Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Тема 7. «Свойства растворов электролитов»
7.1 Содержание программы Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Сильные электролиты. Коэффициент активности. Ионная сила раствора.Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.Теория кислот и оснований. Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен усвоить понятия:электролиты, сольватация, гидратация, диссоциация, константа и степень диссоциации; должен знать диссоциацию важнейших классов неорганических соединений. Студент должен уметь предсказывать силу основания и кислоты, пользоваться таблицами констант диссоциации электролитов, вычислять степень диссоциации, концентрацию электролита с учетом степени диссоциации. 7.2 Методические рекомендации к теме Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называются электролитами. К ним относятся вода, соли, кислоты, основания. Растворы этих веществ сильно отклоняются от законов Рауля и Вант-Гоффа. Причиной этого является диссоциация электролитов на ионы. Процесс электролитической диссоциации обусловлен взаимодействием растворенных веществ с водой (или другим растворителем); образующиеся ионы - катионы и анионы - являются гидратированными, т.е. химически связанными с водой. Необходимо разобраться, как диссоциируют важнейшие электролиты. При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода H+ (точнее ионы гидроксония H3O+), которые обусловливают важнейшие свойства кислот: кислый вкус, изменение окраски индикаторов, взаимодействие с основаниями HNO3 ↔ H+ + NO3- Двух и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, постепенно отщепляя ионы водорода. Например, в случае серной кислоты первая ступень H2SO4 ↔ H+ + НSO4−, вторая ступень HSО4- ↔ Н+ + SO42- При составлении уравнений диссоциации необходимо помнить, что сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов! При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы OH–, например NaOH ↔ Na+ + OH–. Двух и трехкислотные основания в водных растворах диссоциируют ступенчато, т.е. постепенно отщепляют гидроксид-ионы. Например, в случае гидроксида кальция Ca(OH)2 диссоциация протекает в две ступени: первая ступень Ca(OH)2 ↔ Ca(OH)+ + OH–, вторая ступень Ca(OH)+ ↔ Ca2+ + OH–. Существуют электролиты, которые могут диссоциировать, как по механизму кислот (с отцеплением ионов H+), так и по механизму оснований (отщепление ионов OH–). Они называются амфотерными электролитами или амфолитами. К амфотерным электролитам относится, например, вода H2O ↔ H+ + OH–, гидроксид цинка 2Н+ + ZnO22 - ↔ Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH - как кислота как основание. При диссоциации средних солей образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков, например Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42- Диссоциация кислых солей протекает ступенчато, как, например, в случае гидрокарбоната натрия: первая ступень NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3- , вторая ступень НСО3- ↔ Н+ + СО32-. В результате образуется два типа катионов: катионы металла и ионы водорода. Также ступенчато диссоциируют основные соли, например, хлорид гидроксомагния: первая cтупень МgOHCI ↔ MgOH+ + CI- вторая ступень MgOH+ ↔ Mg2+ + OH- Таким образом, при диссоциации основных солей образуются два типа анионов: анионы кислотных остатков и гидроксид-ионы. По способности к диссоциации электролиты условно делятся: 1. Сильные электролиты - вещества, диссоциирующие при растворении полностью на ионы. В водных растворах сильными электролитами являются кислоты: азотная, серная, соляная, хлорная, бромоводородная, иодоводородная; щелочи: KOH, NaOH, LiOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2; хорошо растворимые соли. Концентрация ионов в растворе сильного электролита достаточно высока и между ними возникают силы взаимодействия. Для описания состояния ионов в растворе введено понятие активности а. Активность – это эффективная концентрация, в соответствии с которой ионы проявляют себя в физико-химических процессах. Связь между молярной концентрацией См и активностью а, выражается уравнением: а = См·f, где f – коэффициент активности иона. Для определения коэффициента активности ионов необходимо рассчитывать ионную силу растворов I. Ионная сила I – это полусумма произведений каждого вида ионов Сi на квадрат заряда иона данного вида z: I = 0,5(С1∙ z12 + С2∙ z22 +… + Cnzn2) = 0,5 ∑ Ci ∙ zi2 (40) В приложении 4 приводятся коэффициенты активности f ионов в зависимости от их заряда и ионной силы раствора. Приближенно f иона можно вычислить также по формуле: (41)2. Слабые электролиты в растворах диссоциируют частично. К ним относятся вода, кислоты, например: HNO2, HCIO, HCIO2, H2SO3, H2CO3, H2S, CH3COOH; нерастворимые в воде основания, гидроксид аммония NH4OH. В их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Так, например, в водном растворе азотистой кислоты устанавливается равновесие: HNO2 ↔ H+ + NO2- Процесс диссоциации слабого электролита характеризуется степень и константой диссоциации. Константа диссоциации (Кд) является частным случаем константы равновесия применительно к процессу диссоциации. В данном примере она выглядит так:
Константы диссоциации слабых кислот и оснований приведены в приложении 5. Чем больше Кд тем сильнее электролит. Степень диссоциации (α) – это число, показывающее какая часть от общего количества электролита распалась на ионы: где nдис – количество электролита, распавшегося на ионы, nобщ - общее количество электролита. Степень и константа диссоциации связаны законом разбавления Оствальда: , где См - молярная концентрация электролита. Так как для слабого электролита α «1, то 1–α ≈ 1 и закон приобретает вид: Кд = α2См (42) 7.3 Примеры решения задач Задача 1. Рассчитайте ионную силу и активность ионов в 0,05М растворе сульфата калия. Решение: 1) При диссоциации 1 молекулы сульфата калия образуется 2 иона К+ и 1 ион SO42-: К2SO4 →2К+ + SO42-. Поэтому концентрации ионов ответственно равны: СК+= 0,1моль/л, СSO₄²⁻ = 0,05 моль/л. 2) Рассчитаем ионную силу раствора по формуле (40): 3) Коэффициенты активности ионов рассчитаем по формуле 41: lgf(K+) = – 0,5z2√Ī= – 0,5·12√0,15= –0,19; f(K+)= 0,65 lgf(SO4 2-) = – 0,5z2√Ī= – 0,5·22√0,15= – 0,774; f (SO42-) = 0,17 4) Находим активность ионов: а (К+)=0,65·0,1=0,065 моль/л; а(SO42-)=0,17·0,05=0,0085моль/л Задача 2. Вычислить суммарную концентрацию ионов в 0,02М растворе муравьиной кислоты, если степень диссоциации равна 3%. Решение: 1) Согласно уравнению диссоциации НСООН ↔ Н+ + НСОО- концентрации катионов и анионов равны и совпадают с количеством продиссоциировавшей кислоты: [H+]=[HCOO-]=nдис= α· nобщ=0,02·0,03=0,0006 моль/л 2) Находим суммарную концентрацию ионов [H+]+[HCOO-]= 0,0012 моль/л. Задача 3. При какой концентрации раствора степень диссоциации гидроксида аммония будет равна 0,01? Решение: 1) Рассчитываем концентрацию гидроксида аммония по закону разбавления (формула 42): 7.4 Тесты для самоконтроля Тест 1 1. Какие из указанных веществ являются слабыми электролитами: сернистая кислота, карбонат калия, гидроксид натрия, гидроксид аммония, фосфат кальция, нитрат калия: 1) К2СО3; NaOH; NH4OH 2) КNO3; H2SO3; K2CO3 3) NaOH; Са3(РО4)2; К2СО3 4) Н2SO3; NH4OH; Ca3(PO4)2 2. Какова суммарная концентрация ионов в 0,1М растворе ортофосфата натрия? 1) 0,3 моль/л 2) 0,1 моль/л 3) 0,4 моль/л 4) 0,2 моль/л 3. В растворах каких веществ концентрация ионов водорода наибольшая: 1) СН3СООН 2) Н2SO4 3) Н3РО4 4) НСIO 4. Сколько молекул электролита продиссоциирует из каждых 150 внесенных в раствор, если степень диссоциации равна 20%?
8.1 Содержание программы Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Буферные системы. Роль буферных систем в биологических процессах. Понятие гидролиза и его значение. Типы гидролизующихся солей. Применение законов равновесия к гидролизу. Степень и константа гидролиза. Ступенчатый гидролиз.
Уровень теоретической и практической подготовки Студент должен усвоить понятия:ионное произведение воды, водородный и гидроксильный показатели, степень и константа гидролиза; должен знать состав буферных растворов, их свойства и значение, принцип смещения равновесия в применении к гидролизу. Студент должен уметь рассчитывать рН и рОН растворов по известной концентрации водородных (гидроксильных) ионов и наоборот, концентрацию ионов водорода и рН сильных и слабых кислот и оснований, буферных растворов, предсказывать реакцию среды при растворении соли. Студент должен владеть техникой определения рН с помощью индикаторов и иономера. 8.2 Методические рекомендации к теме Соотношение концентраций водородных и гидроксильных ионов играет важную роль в самых различных явлениях и процессах: и в природе, и в технике. Нормальное развитие разных сельскохозяйственных культур возможно лишь в определенных интервалах значений рН почвенного раствора. Для снижения кислотности почв применяют известкование (вносят в почву карбонат кальция и карбонат магния), а для снижения щелочности – гипсование (вносят в почву молотый гипс). Водородный показатель рН – это показатель молярной концентрации водородных ионов в растворе, равный отрицательному десятичному логарифму этой концентрации: рН = - lg[H+] (43) Отсюда [H+]=10-рН (44) По значению рН судят о характере среды (рис.1). Гидроксильный показатель рОН – это показатель молярной концентрации гирдроксильных ионов в растворе, равный отрицательному десятичному логарифму этой концентрации: рОН = - lg[ОH-] (45) Отсюда [ОH]=10-рОН (46)
Водородный и гидроксильный показатели в растворе взаимосвязаны: рН + рОН = 14 (47) Ионное произведение воды (Кw) – это неизменная при постоянной температуре величина Кw = [H+]·[ОH-]=10-14 (при 220С) (48) Существуют растворы, способные поддерживать рН на определенном уровне – буферные растворы. Они играют очень важную роль в жизни растений и животных. Буферные растворы состоят из слабой кислоты и ее соли образованной сильным основанием, например, ацетатный СН3СООН + СН3СООNа; слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой, например аммиачный NН4ОН + NН4Сl; солей слабых многоосновных кислот, например карбонатный NaHCO3+Na2CO3. Формулы для вычисления концентрации водородных ионов [H+] в растворах: сильная одноосновная сильное однокислотное кислота: основание (щелочь): [H+] = CМ к-ты (49) [OH-] = CМ щел. (50) слабая одноосновная кислота: слабое однокислотное основание: [H+] = (51) [OH-] = (52) буферный раствор кислотного типа: буферный раствор основного типа: [H+] = Кк-ты (53) [OH-] = Косн (54) Важным понятием этой темы является гидролиз солей, так как этот процесс имеет большое значение в жизни животных и растений. Ведь усвоение питательных веществ осуществляется в виде ионов – продуктов гидролиза многих солей. Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, ведущее к образованию слабого электролита. Необходимо отработать навыки составления уравнений гидролиза. Для успешного усвоения достаточно сложного материала целесообразно придерживаться следующего плана: 1) определить, каким основанием и какой кислотой образована соль, используя таблицу растворимости и таблицу констант диссоциации; 2) составить уравнение диссоциации соли; 3) гидролиз пойдет по иону, входящему в состав слабого электролита; 4) составить уравнение реакции взаимодействия этого иона с водой. Это уравнение и будет сокращенным ионным уравнением гидролиза; 5) записать уравнение гидролиза в полной ионной форме. При этом к каждому иону приписать ионы противоположного заряда; 6) заключительным этапом является составление молекулярного уравнения. Пример 1. Составить уравнение гидролиза нитрата меди (II): 1) НNO3 сильный электролит Cu(NO3)2 Cu (OH)2 слабый электролит 2) Cu(NO3)2 ↔ Cu 2+ + NO3- (I) 3) ион Сu2+ входит в состав слабого электролита, следовательно, гидролиз пойдет по катиону 4) записываем уравнение реакции его с водой: Cu2+ + HOН ↔ (CuOH)+ + H+ Естественно, что ион Сu2+ будет связывать отрицательный ион ОН- из состава воды. Заряд образовавшегося иона CuOH+ равен сумме зарядов Cu2+ и OH-. Связывание ионов ОН- ведет к избытку в растворе ионов Н+, что создает кислую реакцию в растворе 5) к каждому иону приписываем ионы противоположного знака, содержащиеся в растворе (это ионы NO3 -): Cu2+ + 2NO3- + H2O ↔ (CuOH)+ + NO3- + H+ + NO3- 6) объединяя противоположные ионы в молекулы, составляем молекулярное уравнение гидролиза: Cu(NO3)2 + H2O ↔ (CuOH)NO3 + HNO3 Так как ион Cu2+ двухзарядный, то возможна и вторая ступень гидролиза соли. Суть ее состоит во взаимодействии катиона, образовавшегося на первой ступени еще с одной молекулой воды. Все остальные действия повторяются: (CuOH)+ + H2O ↔ Cu(OH)2 +H+ (CuOH)+ + NO3- + H2O ↔ Cu(OH)2 + H+ + NO3- CuOHNO3 + H2O ↔ Cu(OH)2 + HNO3 Пример 2. Гидролиз карбоната калия H2 CO 3 cлабый электролит 1) K2CO3 KОН сильный электролит 2) K2CO3 ↔ 2K+ + CO 32- 3) так как в состав слабого электролита входит ион СО32-, то гидролиз пойдет по аниону 4) записываем уравнение реакции его с водой СО32- + НОН = НСО3- + ОН-Естественно, что отрицательный ион CO32- будет связывать положительный ион Н+. Заряд образовавшегося иона НСО3- равен сумме зарядов СО32- и Н+. Связывание ионов Н+ ведет к избытку ионов ОН- , что определяет щелочную реакцию раствора. 5) СО32- + 2К+ + Н2О ↔ НСО3- + К+ + ОН- + К+ 6) К2СО3 + Н2О ↔ КНСО3 + КОН Так как ион СО32- двухзарядный, то он будет взаимодействовать поочередно с двумя молекулами воды, т.е. возможна II ступень гидролиза: НСО3- + Н2О ↔ Н2СО3 + ОН- НСО3- + К+ + Н2О ↔ Н2СО3 + ОН- + К+ КНСО3 + Н2О ↔ Н2СО3 + КОН Пример 3. Гидролиз нитрита аммония: NH 4OH слабый электролит 1) NH4NO2 H NO 2 слабый электролит 2) NH4NO2 ↔ NH 4+ + NO 2- 3) так как оба иона входят в состав слабых электролитов, то оба будут взаимодействовать с водой 4) NH4+ + NO2- + Н2О ↔ NH4OН + НNO2 5) NH4NO2 + Н2О ↔ NH4OН + НNO2 Среда будет зависеть от того, какой электролит сильнее – гидроксид аммония или азотистая кислота. Так как Кд (НNO2) = 4·10 – 4, Кд (NH4OН) = 2·10 – 5 и 4·10 – 4 > 2·10 – 5 среда будет кислая. Необходимо знать, что соли, образованные очень слабым основанием и очень слабой кислотой, могут подвергаться необратимому гидролизу. Например, карбонат железа (III): 3CO2 Fe2(CO3)3 + 6H2O = 2Fe (OH)3↓ + 3H2CO3 3H2O Количественными характеристиками процесса гидролиза являются степень и константа гидролиза. Константа гидролиза (Кг) – это частный случай константы равновесия применительно к реакции гидролиза. Например, для реакции гидролиза нитрата аммония: NH4+ + NO2- + Н2О ↔ NH4OН + НNO2 выражение константы гидролиза имеет вид: Степень гидролиза (h) показывает какая часть молекул соли подверглась гидролизу: Для расчета степени гидролиза, константы гидролиза и рН растворов солей можно пользоваться формулами таблицы 8.
Таблица – 8. Формулы для вычисления константы гидролиза, степени гидролиза и рН солей
pK – силовой показатель кислоты или основания. Он равен отрицательному десятичному логарифму константы диссоциации кислоты или основания соответственно: рК = -lgK. 8.3 Примеры решения задач Задача 1. Вычистите рН раствора, концентрация гидроксильных ионов в котором 2,65·10-8 моль/л. Решение: 1 cпособ 1) Рассчитываем рОН по формуле 45: рОН = - lg[ОH-]= -lg2,65·10-8 = 8 – lg2,65=8 – 0,42=7,58 2) Так как сумма рН и рОН в растворе равна 14, вычисляем рН: рН=14–7,58=6,42 2 способ 1) Выразим концентрацию ионов водорода из формулы 48: 2) По формуле 43 рассчитываем рН: рН = - lg[H+]= - lg3,77·10-7=7-lg3,77=7-0,576=6,42 Задача 2. Какова концентрация водородных ионов в растворе с рОН = 3,45? Решение: 1 cпособ1) Рассчитываем рН по формуле 47: рН = 14 – рОН = 14 – 3,45= 10,55 2) По формуле 44 вычисляем [Н+]: [H+]=10-рН = 10-10,55 = 10-11·100,45=2,82·10-11 2 cпособ 1) По формуле 46 вычисляем концентрацию гидроксильных ионов: [ОH]=10-рОН=10-3,45=10-4·100,55=3,55·10-4моль/л 2) Концентрацию водородных ионов рассчитываем через ионное произведение воды: Задача 3. Определите рН 0,008М раствора серной кислоты. Решение: 1) Серная кислота является сильной кислотой, поэтому расчет будем вести по формуле 49 только нужно учесть, что она двухосновная: [H+] = 2·CM(Н2SO4)=2·0,008= 0,016 моль/л 2) Рассчитываем рН: рН = -lg[H+] = -lg0,016 = 1,8 Задача 4. Определите рН 0,03М раствора гидроксида аммония. Решение: 1) Гидроксид аммония является слабым основанием, поэтому используем формулу 52: Константу диссоциации гидроксида аммония берем из приложения 5. 2) Рассчитываем рН раствора: рН=14-рОН=14+lg7,25·10-4=14-4+lg7,25=10,86 Задача 5. Рассчитайте рН раствора, если в 2 л его содержится 6 г уксусной кислоты и 8,2 г ацетата натрия. Решение: 1) Раствор данного состава является буферным кислотного типа, поэтому расчет рН будем производить по формуле 53. Для этого сначала рассчитаем молярные концентрации кислоты и соли: М(СН3СООН)=60г/моль, М(СН3СООNa)=82 г/моль Задача 6. Рассчитайте константу и степень гидролиза (%) и рН 0,02М раствора цианида калия при комнатной температуре. Решение: 1) Сначала необходимо установить тип соли. Так как циановодородная кислота слабая, а гидроксид калия щелочь, соль относится к первому типу, и при решении будем использовать соответствующие формулы из таблицы 8: 8.4 Лабораторная работа №4 « Экспериментальное определение водородного показателя» Цель работы: изучить способы качественной и количественной оценки реакции среды. Приборы и оборудование: иономер И-500, предметное стекло, капельные пипетки, универсальная индикаторная бумага, штатив с пробирками, химические стаканы емкостью 50 см3. Реактивы: растворы индикаторов лакмуса, фенолфталеина, метилового оранжевого, 0,1 н. растворы гидроксида натрия NaOH, соляной кислоты НСI, уксусной кислоты СН3СООН, водопроводная и дистиллированная вода. Выполнение работы. Опыт 1. Окраска индикаторов в различных средах В три пробирки налейте по 1,5 - 2 см3 дистиллированной воды и добавьте по 2 капле фенолфталеина. В одну пробирку добавьте несколько капель 0,1 н. НС1, в другую - 0,1 н. NaOH. Наблюдайте окраску фенолфталеина в нейтральной, кислой и щелочной средах. После выполнения опыта растворы вылейте, посуду тщательно вымойте. Повторите опыт с использованием индикаторов метилоранжа и лакмуса. Окраску индикаторов запишите в табл.9. Таблица 9 – Окраска индикаторов в различных средах
Опыт 2. Определение рН в растворах посредством универсальной индикаторной бумаги На предметное стекло поместите 4 кусочка универсальной индикаторной бумаги, нанесите на каждый по капле исследуемого раствора, сравните изменение окраски с цветной шкалой и определите значение рН. Результаты наблюдений занесите в таблицу 10.
Таблица 10 – Окраска универсальной индикаторной бумаги в различных средах
Опыт 3.Определение рН растворов с помощью иономера Ознакомьтесь с правилами работы на иономере. Проведите определение рН растворов на приборе по прилагаемому к нему описанию. Рассчитайте значения концентраций [H+] и [OH-] в исследуемых растворах по результатам значений рН, полученным на иономере. Результаты запишите в сводную таблицу 11. Таблица 11 – Результаты измерения рН растворов с помощью иономера
Опыт 4.Определение рН раствора уксусной кислоты Измерьте рН 0,1 н. раствора уксусной кислоты с помощью иономера. Для этого налейте в стакан емкостью 50 см3 анализируемый раствор и поместите его на предметный столик. Опустите электроды в раствор и измерьте рН. Так как уксусная кислота является слабым электролитом, рассчитайте концентрацию гидроксильных ионов в анализируемом растворе по формуле 51: [H+] = и вычислите рН. Сравните измеренную величину рН и теоретически вычисленное значение. Вычислите относительную ошибку опыта. Вопросы к защите: 1.Что такое водородный показатель? Гидроксильный показатель? Как их обозначают? 2. Как взаимосвязаны водородный и гидроксильный показатели? 3. Каковы значения рН в кислой, щелочной и нейтральной средах? 4. Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно при 200С? Как изменяется с ростом температуры? 5. Назовите методы определения рН. 6. Приведите примеры влияния рН на биологические и сельскохозяйственные объекты. 7. Что такое буферные растворы? Приведите примеры.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; просмотров: 738; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.144.39.93 (0.03 с.) |