Смещение ионных равновесий. Действие одноименного иона

Степень и константа ионизации характеризуют собой один и тот же процесс распада молекул на ионы, поэтому можно одну из этих величин выразить через другую.

Если обозначить молярную концентрацию электролита через c, а степень ионизации через а, то концентрация каждого из ионов будет равна с · а, а концентрация неионизированных молекул будет равна

с—са, или с · (1— а). Подставив полученные значения в уравнение константы ионизации бинарного электролита, получим:

В такой форме полученное уравнение выражает закон разбавления, выведенный В. Оствальдом. Он устанавливает зависимость между степенью ионизации слабого электролита и его концентра­цией. Если электролит является достаточно слабым и раствор его не слишком разбавлен, то степень ионизации его (а) мала и величина (1 - а) мало отличается от 1. Следовательно, можно принять, что

Закон разбавления позволяет вычислять степень ионизации, если известна константа ионизации и молярная концентрация рас­твора электролита, и, наоборот, определив тем или иным методом степень ионизации, можно вычислить константу ионизации по уравнению:

Ознакомимся с методикой вычисления константы и степени ионизации на основе использования закона разбавления.

Пример 1. Вычислить константу ионизации уксусной кислоты, если степень ионизации 0,1 н. раствора ее равна 1,35%.

Решение.

Для вычисления константы ионизации уксусной кислоты необходимо перейти от величины степени ионизации, выраженной в про­центах, к ее величине, выраженной в молях. Уксусная кислота одноосновная, следовательно, 0,1 н. раствор ее является 0,1 М. Отсюда:

1 моль составляет 100%

x моль составляет 1,35% x = 1,35 · 1/ 100 = 0,0135 (моль/л)

или a = 1,35/ 100 = 0,0135 (моль/л).

По закону разбавления получим: K = = 1, 85 · 10 ^-5

Обе найденные величины констант ионизации уксусной кислоты очень хорошо согласуются между собой. Следовательно, ионизация уксусной кислоты — типичного слабого электролита — подчиняет­ся закону действия масс и вполне согласуется с теорией электролитической диссоциации.

Пример 2. Вычислить степень ионизации и концентрацию ионов [NН₄⁺] и [ОН^-] в 0,1н. растворе гидроксида аммония, если К _NН4ОН =1,76 · 10^-5.

Решение.

1. Молярная концентрация 0,1 н. раствора гидроксида аммония равна 0,1 М. Подставим значения К, и с в уравнение закона разбав­ления и сделаем расчет:

2. концентрация ионов в растворе оинарного электролита равна

с · а, а так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то

[NH₄] = [ОН^-] = 0,1 · 1,33 · 10^-2 = 1,33 · 10^-3 (г-ион/л)

Пример 3. Вычислить степень ионизации угольной кислоты по первой ступени, если константа ионизации в 0,01 М растворе равна

4,50 · 10^-7.

Решение.

1. Угольная кислота слабая, поэтому ионизация ее даже по пер­вой ступени идет в незначительной степени:

Н₂СО ↔ Н⁺ + НСО₃^-

При вычислении степени ионизации можно пользоваться упрощенной формулой:

или 0,67%

Пример 4. Вычислить степень и константу ионизации муравь­иной кислоты, если концентрация ионов водорода в 0,2 н. растворе муравьиной кислоты равна 6,0 · 10^-3 г-ион/л.

Решение.

1.[Н^+] = с · а, а =	[Н^+]	=	6 · 10^-3	=	3 · 10 ^-2, или 3 %
с	0,2

2. Зная степень ионизации и концентрацию данного раствора, легко вычислить константу ионизации муравьиной кислоты:

К = са² = 0,2 · (3 · 10^-2) ² = 1,8 · 10^-4.

При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов существующее в растворе равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами нарушается и согласно закону действия масс смещается в сторону образования недиссоциированных молекул. Частным случаем этого положения является уменьшение ионизации слабых кислот и оснований при прибавлении к кислоте или основанию соли этой же кислоты или соли этого же основания. Так, например, если к раствору уксусной кислоты прибавить ка­кую-либо ее соль, то при этом будет введено много «одноименных» ионов СН₃СОO^-. Это приведет к нарушению химического равно­весия:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО ^- + Н ⁺

CH₃COONa ↔ CH₃COO^- + Na⁺

Восстановление нарушенного равновесия происходит в резуль­тате соединения ионов [Н⁺] и [СН₃СОО^-] в неионизированные моле­кулы CH₃COOH. При этом концентрация ионов [Н⁺] в растворе понижается, вследствие чего уксусная кислота ведет себя как гораз­до более слабая кислота.

Пользуясь уравнением константы ионизации, можно подсчитать, какое изменение концентрации того или иного иона, а также сте­пени ионизации в растворе слабого электролита вызовет прибавле­ние к нему определенного количества сильного электролита с одно­именным ионом.

Пример 5. Во сколько раз. уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л 0,2 М раствора уксусной кислоты прибавить 0,1 моль ацетата натрия, степень диссоциации которого состав­ляет 80 %?

Решение.

1. Определим концентрацию ионов [Н⁺] в 0,2 М растворе ук­сусной кислоты до прибавления соли ацетата натрия:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + H⁺

[СН3СОО^-] · [H^+]	=	KСН3СООН	= 1,74 · 10^-5
[СН3СООН]

Концентрация ионов водорода может быть вычислена по упро­шенной формуле: [ H ⁺] = = = 1,87 · 10 ^–3 (г-ион/л)

2. Определим концентрацию ионов [H⁺] после прибавления соли ацетата натрия CH₃COONa.

Равновесное состояние будет характеризоваться, как и до добавления соли, законом действия масс и уравнением константы ионизации уксусной кислоты. Обозначим искомую концентрацию ионов водорода через х. Тогда концентрация недиссоциированных молекул будет равна 0,2 - х. Концентрация же анионов СН₃СОО будет слагаться из двух величин: из концентрации х, создаваемой ионизацией молекул уксусной кислоты и концентрацией, обусловленной диссоциацией прибавленной соли. Последняя может быть вычислена с учетом степени диссоциации соли.

В 0,1 М растворе она равна (0,1 · 0,80) 0,08 г-ион/л. Таким об­разом, равновесная концентрация ионов СН₃СОО будет равна 0,08 + х. Подставив найденные величины концентрации ионов в формулу константы ионизации СН₃СООН, получим:

х ·(0,08 + х) 0,2 - х

= 1,74 · 10^-5

3. Расчет можно упростить, принимая во внимание, что величина х мала по сравнению с 0,2 и 0,08 и ею можно пренебречь, т. е. при­нять

0,2 – х @ 0,2 и 0,08 + x @ 0,08. Тогда получим:

х · 0,08	= 1,74 ·10^-5
0,02

Откуда

х =	1,2 · 1,74 ·10^-5	= 4,35 ·10^-5 (г-ион/л)
0,08

Сравнивая концентрации ионов [Н⁺] до и после прибавления к раствору ацетата натрия находим, что прибавление соли CH₃COONa вызвало уменьшение концентрации ионов водорода в 43 раза

Пример 6. Вычислить концентрацию ионов НСОО^- в раство­ре, литр которого содержит 0,1 М раствора муравьиной кислоты и 0,01 М раствора соляной кислоты, считая диссоциацию НС1 полной.

Решение.

1. В растворе происходят процессы ионизации данных кислот:

НСООН ↔ Н⁺ + НСОО ^- (слабый электролит)

НС1 ↔ Н⁺ + Сl ^- (сильный электролит)

Ионизация муравьиной кислоты в присутствии сильной соляной кислоты будет сильно подавлена присутствием одноименных ионов Н⁺.

Равновесие ионизации муравьиной кислоты определяется ее константой ионизации, т. е.

[Н^+] · [НСОО^-]	= K НСООН = 1,8 · 10^-4
[НСООН]

2. Обозначим искомую концентрацию ионов НСОО^- через х. Тогда концентрация ионов водорода в данной смеси будет слагаться из двух величин, а именно: из х г-ион/л, образующихся при иони­зации муравьиной кислоты, и 0,01 г -ион/л, образующегося при диссоциации НС1. Следовательно, [H⁺] = (0,01+ х). Концентрацию неионизированных молекул кислоты НСООН можно найти, вычитая из общей концентрации ее количество молей, продиссоциировавших на ионы,

т. е. х. Следовательно, [НСООН] = (0,1- х). Под­ставив найденные величины концентраций в уравнение константы ионизации НСООН, получим:

(0,01 + х) · х	= 1,8 · 10^-4
0,1 - х

Степень ионизации муравьиной кислоты мала, поэтому ею мож­но пренебречь и вычисление вести по упрощенной формуле:

0,01 · х	= 1,8 · 10^-4
0,1

Откуда

х =	1,8 ·10^-4 · 0,1	= 1,8 · 10^-3 (г-ион/л)
0,01

Следовательно, искомая концентрация анионов [НСОО^-] в равновесной системе равна 1,8 · 10^-3 (г-ион/л).

Дата добавления: 2015-06-30