Глава V.Электролитическая диссоциация. Химические реакции в растворах электролитов

Диссоциация электролитов

 

Важнейшее место среди водных растворов различных веществ занимают растворы электролитов.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

К электролитам относятся соли, кислоты и основания. Способность проводить электрический ток в растворах или расплавах обусловлена наличием в растворах или расплавах этих веществ подвижных заряженных частиц – ионов. Наличие ионов в растворах электролитов объясняется явлением электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация – процесс распада вещества на ионы, происходящий вследствие электростатического взаимодействия электролита с полярными молекулами растворителя.

Наиболее легко этот процесс происходит у веществ с ионным типом связи. Полярные молекулы растворителя (диполи воды) притягиваются ионами на поверхности кристаллов электролита за счет сил ион-дипольного взаимодействия.

Диссоциация веществ с полярной ковалентной связью в воде протекает сложнее: диполь-дипольное взаимодействие молекул растворителя и растворенного электролита сначала приводит к поляризации полярной связи с увеличением ее полярности, а затем к гетеролитическому разрыву этой связи, т.е. к образованию ионов, которые гидратируются молекулами воды и равномерно распределяются в растворе.

Способность веществ к диссоциации характеризуется значением степени электролитической диссоциации (α).

Степень диссоциации

 

Степенью электролитической диссоциации называется отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного электролита: α = n(X)_{ионизированное} /n(Х)_{растворенное}. Значение α может изменяться от 0 до 1, часто выражается в % от 0% до 100%. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенного количества электролита при данных условиях находится в растворе в виде гидратированных ионов. В зависимости от полноты диссоциации электролита в растворе все электролиты делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты существуют в растворе только в виде гидратированных ионов. Их диссоциация происходит полностью и необратимо. В уравнениях диссоциации таких электролитов обычно ставят знак равенства, чтобы подчеркнуть отсутствие в растворе молекул соответствующего вещества:

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^2- HNO₃ = H⁺ NO₃^-

Сильными электролитами являются:

1. Большинство солей.

2. Сильные кислоты: например, HClO₃, HMnO₄, HJ, HBr, HCl, HNO₃, HClO₃, H₂SeO₄, H₂SO₄ и некоторые другие.

3. Сильные основания (щелочи): все гидроксиды s-металлов I и II групп периодической системы, кроме Be(OH)₂ и Mg(OH)₂.

Слабые электролиты диссоциируют лишь частично, так как их диссоциация является обратимым равновесным процессом, что и отражается знаком обратимости в уравнениях диссоциации:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺

Такие электролиты существуют в растворе и в виде гидратированных ионов, и в виде недиссоциированных молекул, причем, доля молекул значительно превышает содержание ионов. К слабым электролитам относятся:

1. Слабые кислоты, например, HF, HNO₂, H₂SO₃, H₃PO₄, H₂CO₃ и большинство органических кислот.

2. Слабые основания и амфотерные гидроксиды металлов: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Be(OH)₂, Zn(OH)₂, а также органические основания (СН₃NH₂).

3. Очень слабым электролитом является вода, молекулы которой очень плохо диссоциируют (α = 2*10^-9).

Диссоциация слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований или амфотерных гидроксидов протекает ступенчато:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^- Mg(OH)₂ ↔ MgOH⁺ + OH^-

H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2- MgOH⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^-

HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3-

Легче всего протекает первая стадия, а каждая последующая стадия диссоциации протекает значительно хуже, чем предыдущая, т.к. только на первой стадии происходит ионизация нейтральной молекулы, а на последующих ион Н⁺ или ОН^- отрывается от противоположно заряженного иона.

Степень диссоциации слабых электролитов зависит от ряда факторов.

1. Природы электролита

2. Природы растворителя

3. Концентрации электролита в растворе.

4. Температуры.

5. Влияния сильных электролитов.

Примеры решения задач, связанных с рассматриваемыми вопросами.

Пример 1. Вычислите число ионов в растворе, содержащем 3,42 г сульфата алюминия.

 

Дано:   m(Al2(SO4)3 = 3,42 г M(Al2(SO4)3 = 342г/моль NA = 6,02*10^23 моль^-1

1. Так как число частиц определяется по N = nNA, то вычислим количество вещества соли: m(Al2(SO4)3) 3,42 г N(Al2(SO4)3) = M(Al2(SO4)3) = 342 г/моль = 0,01 моль 2. Сульфат алюминия – растворимая соль, сильный электролит, полностью диссоциирующий по уравнению: Al2(SO4)3 = 2Al^3+ + 3SO4^2- Следовательно, общее количество ионов, перешедших в раствор при диссоциации соли составляет: n(ионов Al2(SO4)3) = 2 n(Al^3+) + 3 n(SO4^2-), следовательно, n ионов в Al2(SO4)3 = 2+3 = 5n(Al2(SO4)3) = 5 * 0,01 = 0,05 моль. 3. Вычислим число ионов соли по их количеству в растворе вещества: N(ионов в Al2(SO4)3) = n(ионов в (Al2(SO4)3)*NA = 0,05моль*6,02*10^23моль^-1 =3*10^22 Ответ: 3 * 10^22

N (ионов) =?

 

Пример2. Вычислите молярную концентрацию ионов Н⁺ в растворе хлороводорода, если ω(НСl) = 38%, ρ(раствора HCl) = 1,18 г/мл.

Дано: ω(НСl) = 38% ρ(р-ра HCl) = 1,18 г/мл М(HCl) = 36,5 г/моль	Так как ионы Н^+ образуются в результате полной диссоциации HCl, по уравнению HCl = H^+ + Cl^-, то для нахождения концентрации ионов Н^+ найдем сначала молярную концентрацию HCl по формуле 10* ω(НСl)*ρ(раствора HCl)10 *38 * 1,18 С(HCl) = М (НСl) = 36,5 = 12,3моль/л На основании полной диссоциации НСl, сильного электролита, n(HCl) = n(Н^+) и с(Н^+) = с(НСl) = 12,3 моль/л Ответ: 12,3 моль/л
С(Н^+) =?

Пример 3. Какую массу медного купороса (CuSO₄*5H₂O) надо взять для приготовления 500 мл раствора с массовой долей ионов Cu²⁺ 2% (плотность раствора 1,05 г/мл)?

 

Дано: ϑ (р-ра CuSO4) = 500 мл ρ(р-ра CuSO4) = 1,05г/мл ω(Cu^2+) = 2% = 0,02 М(CuSO4*5Н2О)= 250г/моль

1. Вычислим массу раствора: m(р-ра (CuSO4) = ρ(р-ра CuSO4) * ϑ (р-ра CuSO4) = 1,05г/мл * 500 мл = 525 г 2. Вычислим массу и количество ионов Cu^2+: m (Cu^2+)= ω(Cu^2+) * m(р-ра (CuSO4) = 0,02 * 525 г = 10,5 г m(Cu^2+) 10,5 г n(Сu^2+)=M(Cu^2+) = 64 г/моль= 0,164 моль 3. Ионы Cu^2+ образуются в растворе при растворении и полной диссоциации кристаллогидрата по уравнению: CuSO4*5Н2О(крист.) = Cu^2+(p) + SO4^2-(p) + 5H2O(ж) Согласно уравнению реакции диссоциации n(Сu^2+) = n(крист) = 0,164 моль 4. Вычислим массу кристаллогидрата: m(CuSO4*5Н2О) = n(CuSO4*5Н2О)* М(CuSO4*5Н2О) = 0,164 моль * 250 г/моль = 41,0 г ответ: 41,0 г.

m(CuSO4*5Н2О) =?

 

Пример 4. Вычислите молярное количество ионов водорода в растворе, содержащем 6 г уксусной кислоты, если степень диссоциации кислоты равна 3%.

Дано: m(СН3СООН) = 6 г α(СН3СООН) = 3% = 0,03 М(СН3СООН) = 60 г/моль	1. Найдем молярное количество растворенной уксусной кислоты в растворе: m(СН3COOH)6 г n(СН3СООН) = M(CH3COOH) = 60г/моль = 0,1 моль 2. Найдем количество кислоты, распавшейся на ионы: n(СН3СООН) = α *n(СН3СООН) = 0,03 * 0,1 моль = 0,003 моль 3. В соответствии с уравнением реакции диссоциации кислоты СН3СООН ↔ Н^+ + СН3СОО^- n(Н^+) = n(CН3COO^-) = n(СН3СООН) = 0,003 моль Ответ: 0,003 моль
n(Н^+) =?

 

Пример 5. К раствору, содержащему 1 моль уксусной кислоты, прибавили 8,2 г ацетата натрия. Вычислите количества СН₃СООН и ацетат-ионов в полученном растворе.

 

Дано: n(СН3СООН)раств. = 1 моль m(СН3СООNa) = 8,2 г M(СН3СООNa) = 82 г

1. Запишем уравнение реакции диссоциации обоих электролитов: СН3СООН ↔ СН3СОО^- + Н^+ СН3СООNa ↔ СН3СОО^- + Na^+ По принципу Ле-Шателье равновесие диссоциации слабой кислоты под влиянием ионов СН3СОО^-, образуемых в основном в результате полной диссоциации соли, сильно смещено влево, поэтому можно считать, что количество недиссоциированных молекул СН3СООН равно практически количеству кислоты, т.е. 1моль. Общее молярное количество ацетат-ионов СН3СОО^- теоретически равно сумме n(СН3СОО^-)общ. = n(СН3СОО^-)соли + n(СН3СОО^-)к-ты Из-за подавления диссоциации кислоты в присутствии ее соли можно считать, что общее количество анионов СН3СОО^- будет практически равно n(СН3СОО^-)соли. Найдем количество вещества соли: m(СН3СООNa) 8,2 г n(СН3СООNa)раств. = M(СН3СООNa) = 82 г/моль = 0,1 моль Согласно формуле соли и уравнению ее диссоциации n(СН3СОО^-) = n(соли) = 0,1 моль Ответ: 1 моль молекул СН3СООН и 0,1 моль ацетат-ионов.

n(СН3СООН)недиссоц. =? n(СН3СОО^-) =?

Тесты и задачи для самоподготовки

Тесты

1. Выберите электролит, в растворе которого будет наибольшее число ионов, если количество вещества электролитов одинаково:

А. СН₃СООNa Б. H₃PO₄ B. H₂SO₄ Г. K₃PO₄ Д. Ba(NO₃)₂

2. Водный раствор содержит ионы Na⁺, K⁺, HCO₃^-, SO₄^2-. Какие два вещества могли быть взяты для приготовления такого раствора?

3. Выберите вещества, указанные количества которых дают в растворе одинаковое количество ионов хлора:

А. 0,15 моль СаСl₂ Б. 0,3 моль KClO₃ В. 0,03 моль HCl

Г. 0,3 моль NaCl Д. 0,1 моль AlCl₃ Е. 0,3 моль AlCl₃

4. Раствор содержит смесь кислот HCl и HClO. Какие ионы и молекулы в основном содержит этот раствор?

А. Н⁺ Б. ОН^- В. ClO^- Г. Cl^- Д. Н₂О Е. НСl Ж. НСlО

5. Выберите соединения, добавление небольших количеств которых уменьшит степень диссоциации Н₃РО₄:

А. КОН Б. НСl В. NaH₂PO₄ Г. CH₃COOH

6. В водном растворе аммиака устанавливается равновесие:

NH₃*H₂O_(р) ↔ NH_4(p) + OH^-_(p)

Как изменится степень диссоциации гидрата аммиака при добавлении небольших количеств: а) HCl; б) NaOH; в) NH₄Cl?

А. уменьшится Б. увеличится В. не изменится

7. При увеличении температуры степень диссоциации слабого электролита увеличивается. Процесс диссоциации слабого электролита является:

А. экзотермическим Б. эндотермическим

8. Какой объем хлороводорода (н.у.) был растворен в воде, если получили раствор с концентрацией ионов Н⁺ 0,1 моль/л?

А. 1,12 л Б. 2,24 л В. 4,48 л

Задачи

72. Вычислите молярную концентрацию ионов Н⁺ в растворе, 100 мл которого содержат 0,01 моль H₂SO₄, если степень диссоциации по первой ступени α₁ = 30%. Диссоциацией по второй ступени пренебречь.

73. Какой минимальный объем раствора гидроксида бария с ω% Ва(ОН)₂ = 17,1% и ρ(р-ра) 1,1 г/мл нужен для полного осаждения всех ионов SO₄^2-, образовавшихся в растворе при полном растворении 4,74 г алюмокалиевых квасцов (КАl(SO₄)₂*12H₂O)?