Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу 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 |
Расчёт концентраций ионов и недиссоциированных молекул в растворахСодержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
слабых электролитов ( a ® 0, с дисс. = a × с 0). Закон разбавления Оствальда. Диссоциация слабой кислоты Слабые кислоты диссоциируют обратимо; слабые многоосновные кислоты – обратимо и ступенчато. Пусть молярная концентрация приготовленного раствора слабой кислоты равна с 0, а ее степень диссоциации 0 < a << 1; к моменту установления равновесия продиссоциировало с дис. = a с 0 кислоты, тогда:
Молярные концентрации всех компонентов раствора в состоянии динамического равновесия называют равновесными концентрациями и записывают их в квадратных скобках. Связь между равновесными концентрациями осуществляется через константу диссоциации, величину которой при необходимости можно найти в справочнике: Кдис. = , (5.7)
где для слабых электролитов часто используют приближённую формулу, считая, что с 0 – [H+]» с 0, поскольку с 0 >> сдис. = [H+]. C другой стороны, в выражение для константы диссоциации, можно ввести степень диссоциации: Кдис . = , Таким образом, a» (5.8) Зависимость степени диссоциации слабого электролита от его природы (Кдис.) и концентрации в растворе называют законом разбавления Оствальда: при разбавлении раствора слабого электролита степень его диссоциации растет. Концентрацию ионов водорода в растворе слабой кислоты с учетом равновесия ее диссоциации рассчитывают по уравнению: [H+] = [X–] = a с 0 = (5.9)
В случае диссоциации слабых многоосновных кислот используется аналогичная расчётная схема, в которой учитывается диссоциация только по первой ступени, а диссоциацией по следующим ступеням можно пренебречь, т.к. Кдис. по последующим ступеням достаточно низкие, что является основанием учета диссоциации по первой ступени. В этом случае для расчётов концентрации ионов водорода в растворах слабых многоосновных кислот используют справочныее значения их констант диссоциации по первой ступени. Константу диссоциации кислоты принято обозначать К а (от английского слова asid - кислота).
Диссоциация слабого основания. Диссоциация воды. Ионное произведение воды Кw. Аналогичные по форме соотношения можно получить при расчёте равновесия диссоциации слабого основания, например, гидроксида аммония NH4OH:
NH4OH Û NH4+ + OH- a» и [OH-] = [NH4+] = a × с 0 = , (5.10) где с 0 – молярная концентрация аммиака в его растворе, а Кдис . – справочное значение константы диссоциации гидроксида аммония; константу диссоциации основания обозначают Кb (от английского слова base – основание). Диссоциация слабого электролита – обратимый процесс, в котором положение равновесия можно смещать влево (подавление диссоциации) за счёт добавления в раствор сильных электролитов, при диссоциации которых образуется ион, одноимённый с ионом слабого электролита. Смещение равновесия вправо достигается за счёт связывания продуктов диссоциации в менее диссоциирующие соединения. Например, диссоциацию уксусной кислоты можно подавить за счёт добавления в её раствор ацетата натрия или сильной кислоты, поставляющей в раствор Н+. Особый интерес представляет диссоциация воды – слабого амфотерного электролита: H2O Û H+ + OH-, где равновесные концентрации ионов связаны друг с другом через константу диссоциации: Кдис . = ; ее величина может быть вычислена при любой температуре на основании данных измерения электропроводности чистой воды. При 22 0С Кдис . равна 1,8·10-16; пренебрегая ничтожно малой степенью диссоциации воды, концентрацию молекул воды как в чистой воде, так и в разбавленных водных растворах можно считать величиной постоянной: . Тогда выражение для константы диссоциации можно переписать: произведение [Н+]·[ОН-]=10-14 называют ионным произведением воды и обозначают Кw: [OH-]·[H+]= Кw =10-14 (5.11) Для чистой воды и для разбавленных водных растворов любых веществ ионное произведение воды Кw при данной температуре является величиной постоянной и равно 10-14. С повышением температуры Кw возрастает, с понижением – уменьшается. Так, например, при 100 0С ионное произведение воды Кw =10-12. Используя величину ионного произведения воды Кw и известную концентрацию одного из ионов воды, исходя из формулы (5.11), можно вычислить концентрацию ионов Н+ и ОН- в любом водном растворе: . В чистой воде из условия электронейтральности: Растворы, в которых [Н+]=[ОН-] =10-7 моль/дм3, называются нейтральными. Если [H+] > [OH-] > 10-7 моль/дм3 (>10-6...10-1моль/дм3) растворы называются кислыми, если [H+] < [OH-] < 10-7моль/дм3 – щелочными растворами (<10-8...10-14 моль/дм3). На практике кислотность раствора в водных средах принято характеризовать не молярной концентрацией ионов водорода или гидроксила, а безразмерной величиной – водородным показателем рН. Водородный показатель рН – количественная характеристика кислотности среды – величина, равная отрицательному десятичному логарифму равновесной концентрации ионов водорода в растворе: рН = -lg[H+]. Аналогично гидроксильный показатель рОН: рОН = -lg[OH-]. В любом водном растворе [OH-]·[H+]=Кw=10-14 (при 220С). Логарифмируя это выражение и учитывая выражения для рН и рОН, получаем: рН + рОН = 14 (5.12) В нейтральной среде рН = рОН = 7,0; в кислой среде рН < 7,0; в щелочной – рН > 7,0. В разбавленных водных растворах различных веществ величина рН меняется от 0 до 14. ОБУЧАЮЩИЕ ЗАДАЧИ 1.Вычислить ионную силу в растворе 0,1 моль/дм3 сульфата натрия. Решение: Na2SO4→2Na+ + SO42- c [ ]: 0,1 0,2 0,1 Ответ: ионная сила 0,1 моль/дм3 Na2SO4 равна 0,3 моль/дм3.
2. Вычислить концентрацию ионов ОН-, рОН и рН для 0,1 моль/дм3 раствора аммиака (К b =1,76·10-5). Решение: NH3 + H2O Û NH4OH Û NH4+ + OH- Ответ: [ОН-]=1,32·10-3; рОН=2,88; рН=11,12.
3. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,75 10-5. Определите массу ацетата натрия, которую необходимо добавить к 300 см3 0,1 моль/дм3 раствора уксусной кислоты, чтобы понизить концентрацию ионов водорода в растворе в 100 раз. Найдём равновесную концентрацию ионов водорода в 0,1 моль/дм3 растворе CH3COOH: . При добавлении CH3COONa концентрация ионов H+ должна быть в 100 раз меньше (диссоциация частично подавлена), т.е. 1,32 ∙ 10-5 моль/дм3. Пусть необходимо внести в 1 дм3 исходного раствора кислоты х моль соли, что соответствует добавке x моль ацетат- ионов, тогда равновесные концентрации равны: [H+] = 1,32×10-5 моль/дм3 [CH3COO-] = (x + 1,32 ∙ 10-5) моль/дм3» x моль/дм3 [CH3COOH] = с 0 – [H+] = 0.1 – 1.32× 10-5» 0,1 моль/дм3 и, подставив значения равновесных концентраций в выражение для константы диссоциации уксусной кислоты:
находим x = 0,133 моль, что соответствует концентрации соли с (CH3COONa) = 0,133 моль/дм3. Масса добавки ацетата натрия к 300 см3 раствора равна: m (CH3COONa) = с (CH3COONa) × V р-р × M (CH3COONa) = 0,133 × 0,3 × 82 = 3,27 г Ответ: m (CH3COONa) = 3,27 г.
|
||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-27; просмотров: 620; 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 - 3.135.247.237 (0.008 с.) |