Розчини електролітів. Електролітична дисоціація сильних і слабких електролітів. Закон розбавляння. Водневий показник

Короткі теоретичні відомості

За станом (поведінкою) у розчинах речовини поділяються на неелектроліти й електроліти. Неелектроліти – речовини, які існують у розчині тільки у вигляді молекул. Електроліти – речовини, які дисоціюють (розпадаються) у розчині на іони.

Кількісною мірою дисоціації електроліту є ступінь дисоціації, a:

a = ; 0< a 1, або 0 < a 100%.

До сильних електролітів, що дисоціюють повністю (a @ 1) відносяться луги, тобто розчинні у воді основи лужних і лужноземельних металів, сильні кислоти (HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃ та деякі інші), а також розчинні у воді солі (див. додаток, табл. 5).

У рівняннях процесів електролітичної дисоціації сильних електролітів прийнято писати знак рівності, слабких – знак оборотності (Û, або ). Перший знак означає, що відповідна речовина у розчині існує повністю у вигляді іонів (молекули майже відсутні); другий знак означає, що встановлюється рівновага, яка характеризується сталими концентраціями як молекул (їх більшість), так і іонів. Наприклад:

NaOH = Na⁺ + OH^-;

HNO₃ = H⁺ + NO₃^2-;

NH₄OH Û NH₄⁺ + OH⁺;

H₂S Û H⁺ + HS^- - перший ступінь,

HS^- Û H⁺ + S^2- - другий ступінь.

Як було сказано раніше, будь-який оборотний процес (також і процес дисоціації) у стані рівноваги характеризується константою рівноваги, а в даному випадку – константоюелектролітичної дисоціації, K _Д, наприклад:

K _Д(NH₄OH) = << 1;

K _Д1(H₂S) = ,

K _Д2(H₂S) = ; K _Д2 << K _Д1.

Чим слабший електроліт, тим менше значення його K _Д.

Для слабких одноосновних кислот і однокислотних основ маємо:

С _дис.(кисл.) = [H⁺] і С _дис.(осн.) = [OH^-],

тому a = і a = .

При розв’язанні задач цього розділу потрібно пам’ятати закон розбавлення, згідно з яким чим більше розбавлений розчин, тим більший ступінь його дисоціації:

K _Д» С a².

Кислотність розчинів вимірюють концентрацією іонів Гідрогену [H⁺] або значенням водневого показника рН:

pН = - lg[H⁺].

Якщо [H⁺] = 1×10^-7 моль/л, рН = 7, то маємо нейтральне середовище,

[H⁺] > 1×10^-7 моль/л, pH < 7 - кисле,

[H⁺] < 1×10^-7 моль/л, pH > 7 - лужне.

Для розбавлених розчинів: рН + рОН = 14.

Приклад. Розрахувати рН і рОН розчину слабкої одноосновної кислоти та константу її дисоціації, якщо концентрація розчину дорівнює 0,005 моль/л, а ступінь її дисоціації в цьому розчині a = 20%.

Розв’язання. Для слабкої одноосновної кислоти

[H⁺] = a С (кисл.) = 0,2 × 0,005 = 0,01 моль/л).

Отже, pН = - lg[H⁺] = - lg(1×10^-2) = 2, тоді рОН = 14 –2 = 12.

Константа дисоціації дорівнює: K _Д» С a² = 0,005 × 0,2² = 2 × 10^-4.

Задачі

1. Які з наведених нижче речовин відносяться до сильних, а які – до слабких електролітів: KCl, CH₃COOH, HNO₃, NaOH, HF, NH₃×H₂O, CuSO₄, H₂CO₃, Ca(OH)₂, Fe(NO₃)₃, H₂S, H₂SO₄, KMnO₄, H₂SO₃, H₃PO₄, K₂SO₃? Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для будь-яких двох з цих речовин, одна з яких є сильним, а інша – слабким електролітом. Там, де це можливо, наведіть рівняння константи електролітичної дисоціації.

2. У скільки разів концентрація іонів Гідрогену у розчині HCl з концентрацією 0,01 моль/л більша за концентрацію іонів Гідрогену у розчині оцтової кислоти тої ж самої концентрації (α = 0,045)? Чому дорівнюють рН і рОН цих розчинів?

3. Розрахуйте концентрацію іонів Гідрогену, рН і значення константи дисоціації карбонатної кислоти, якщо ступінь її дисоціації за першим ступенем у розчині, що містить 0,0043 моль/л кислоти, дорівнює 1%?

4. Розташуйте кислоти – ортофосфатну (K _Д1 = 7,6 × 10^-3), оцтову (K _Д = 1,8 × 10^-5), валеріанову (K _Д = 1,5 × 10^-5), нітритну (K _Д = 4,6 × 10^-4) у порядку зростання їх сили. Для ортофосфатної кислоти наведіть рівняння ступінчастої електролітичної дисоціації та відповідні вирази для констант дисоціації.

5. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: HCl, Mg(NO₃)₂, H₂CO₃, H₂SO₄, K₂HPO₄. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.

6. Розрахуйте ступінь електролітичної дисоціації, концентрацію іонів Гідрогену, рН розчину масляної кислоти НС₄Н₇О₂ з концентрацією 0,04 моль/л (K _Д = 1,5 × 10^-5).

7. До 1 л чистої води додали 1 краплю (в 1 мл – 50 крапель) концентрованої нітратної кислоти (63%; d = 1,39 г /см³). Визначте рН одержаного розчину, припускаючи, що кислота повністю дисоційована (рН = 3,56).

8. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: NaOH, NH₄ОH, Ca(OH)₂, Fe(ОН)SO₄, Be(OH)₂. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.

9. Розташуйте наведені дані про розчини у порядку зростання їх кислотності: С _Н⁺(моль/л) – 1 × 10^-4, 1 × 10^-7, 8 × 10^-7, 4 × 10^-9, 2 × 10^-5. Вкажіть нейтральні, кислі та лужні розчини.

10. Розташуйте наведені дані про розчини у порядку зростання їх кислотності: С _Н⁺ = 1 × 10^-6 моль/л; С _ОН^- = 1 × 10^-6 моль/л; рН = 4,5; С _Н⁺ = 4,7 моль/л; рОН = 12. Вкажіть нейтральні, кислі та лужні розчини.

11. Які з наведених нижче речовин відносяться до сильних, а які – до слабких електролітів: KОН, HNO₃, K₃PO₄, Al(OH)₃, NiSO₄, KAl(SO₄)₂, HNO₂, HgS, HCN, KBr, H₂SO₃, AgNO₃, NH₄ОH, Ca(HSO₄)₂, Fe(ОН)₂Cl? Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для будь-яких двох з цих речовин, одна з яких є сильним, а інша – слабким електролітом. Там, де це потрібно, наведіть рівняння константи електролітичної дисоціації.

12. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: Н₂S, NaHSO₃, H₂SO₄, CH₃COOH, HNO₃. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.

13. Розрахуйте концентрації іонів Гідрогену та гідроксильних іонів, ступінь дисоціації та молярну концентрацію розчину мурашиної кислоти з рН = 3 (K _Д = 1,8 × 10^-4).

14. Концентрація розчину одноосновної органічної кислоти дорівнює 6,67 × 10^-3 моль/л; рН = 5. Розрахуйте рОН, ступінь і константу електролітичної дисоціації кислоти.

15. Скільки грамів їдкого натру міститься у 5 л розчину з рН = 11? Дисоціацію NaOH у розчині вважати повною.

16. Змішали рівні об’єми розчинів сильної кислоти з рН = 1 та рН = 2. Визначте рН одержаного розчину, концентрації іонів Гідрогену та гідроксильних груп у ньому.

17. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: Н₂Se, Na₃PO₄, H₂SO₄, Zn(OH)₂, HClO₂. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.

18. Напишіть рівняння ступінчастої дисоціації слабкої щавлевої кислоти Н₂С₂О₄ і наведіть вирази констант дисоціації за першим і другим ступенями. Вважаючи, що кислота дисоціює переважно за першим ступенем (K _Д1 = 3,8 × 10^-2), розрахуйте концентрацію іонів Гідрогену та рН розчину, якщо концентрація розчину дорівнює 0,1 моль/л.

19. Розташуйте кислоти – сульфітну H₂SO₃ (K _Д1 = 1,6 × 10^-2), сульфідну H₂S (K _Д1 = 1,0 × 10^-7), селенідну H₂Sе (K _Д1 = 1,9 × 10^-4), карбонатну H₂CO₃ (K _Д1 = 4,4 × 10^-7) у порядку зростання їх сили. Для карбонатної кислоти наведіть рівняння ступінчастої електролітичної дисоціації та відповідні вирази констант дисоціації.

20. Розташуйте наведені дані про розчини у порядку зростання їх кислотності: С _ОН^-(моль/л) – 1 × 10^-3, 1 × 10^-11, 2 × 10^-2, 2 × 10^-11, 1 × 10^-7. Вкажіть нейтральні, кислі та лужні розчини.

21. Як зміниться рН, якщо розчин оцтової кислоти з концентрацією 0,2 моль/л розвести вдвічі (K _Д = 1,8 × 10^-5)? Чому дорівнює концентрація гідроксильних іонів у одержаному розчині?

22. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації таких речовин: NaHCO₃, Na₂SO₄, NaHSO₄, Mg(OH)₂, H₂CO₃. У тих випадках, де це потрібно, наведіть вирази для констант дисоціації.

23. Які з наведених нижче речовин відносяться до сильних, а які – до слабких електролітів: NaCl, Mg(NO₃)₂, Al(OH)₂Cl, Al₂(SO₄)₃, HNO₃, HgCl₂, HCN, KOH, HClO, NH₄OH, CuSO₄, KClO₄, H₃AsO₄, NaHSO₄, Cu(ОН)₂, CH₃COONa? Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для будь-яких двох з цих речовин, одна з яких є сильним, а інша – слабким електролітом. Там, де це потрібно, наведіть рівняння константи електролітичної дисоціації.

24. рН деякого розчину мурашиної кислоти дорівнює 2,3 (K _Д = 1,8 × 10^-4). Чому дорівнюють концентрації іонів Гідрогену, гідроксильних іонів і ступінь електролітичної дисоціації кислоти в цьому розчині?

25. Скільки грамів чистої мурашиної кислоти (K _Д = 1,8 × 10^-4) необхідно додати до 2 л її розчину з рН = 3,5, щоб знизити рН до трьох? Збільшення об’єму розчину внаслідок додавання кислоти не враховувати. Чому дорівнює ступінь електролітичної дисоціації кислоти у цих розчинах?