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

НClО Н⁺ + ClО^-.

Ступінь дисоціації кислоти a << 1, тому використовуємо спрощену формулу закону Оствальда:

K _Д = a² С (Х),

де

a = [H⁺]/ C (Х).

У свою чергу,

[H⁺] = ;

[H⁺] = = 2,41 × 10^{-5 (}моль/л);

a = 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 (a = 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

;

х ² + 0,02 х = 5,8 × 10^-10.

Оскільки величина х ² достатньо мала, нею можна знехтувати, тоді

0,02 х» 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 (a = 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 (a = 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

НСООН Н⁺ + СОО^-.

Масову частку розчиненої речовини розраховуємо за формулою (13.8):

,

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

m (HCOOH) = m _розч w(НСООН) = V _розч d _розч w(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 a_НСООН << 1, її константу дисоціації можна визначити за спрощеною формулою закону Оствальда:

K _Д = С (НСООН).

У свою чергу,

a_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:

H₂S H⁺ + 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:

СН₃CООН СН₃CОО^- + Н⁺.

онстанту дисоціації кислоти можна розрахувати за спрощеною формулою закону Оствальда: K _Д» a² 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 (a = 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:

(NH3×H2O)

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

г) NaHCO₃ + HNO₃.

Розв’язання:

а) Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂¯ + 2KNO₃,

сильний електроліт

сильний електроліт

сильний електроліт

Pb²⁺ + 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,

сильний електроліт

сильний електроліт

сильний електроліт

Al³⁺ + 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,

 

сильний електроліт

слабкий електроліт

сильний електроліт

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3NH₄OH = Fe(OH)₃¯ + 3NH₄⁺ + 3Cl^-,

 

 

Fe³⁺ + 3NH₄OH = Fe(OH)₃¯ + 3NH₄⁺.

У цьому випадку взаємодія сильного електроліту FeCl₃ та слабкого

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

Н2СО3

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

 

малодисоційована речовина

сильний електроліт

сильний електроліт

сильний електроліт

Na⁺ + 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

Стандартні ентальпії утворення D , ентропії та енергії Гіббса D