Диссоциация кислот, оснований и солей в воде

Растворы сильных электролитов

Водные растворы в неорганической химии

Задачи

1 Какова молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) 0,01 М раствора Al₂(SO₄)₃?

2. Сколько молей воды и хлористого аммония NH₄Cl нужно для приготовления 200 мл раствора с массовой долей соли 25 % и плотностью 1,07 г\см³?

3. В 500 мл раствора содержится 7,1 г сульфата натрия. Найдите молярную и массовую (в г\л) концентрацию ионов Na⁺и SO₄^2- в таком растворе.

Лекция 11

(продолжение)

Считай несчастным тот день или тот час,

в который ты не усвоил ничего нового и ничего не прибавил

к своему образованию

Я.А.Коменский, XVII век

Закон действия масс применим лишь к идеальным газам и идеальным растворам, опыт показывает, что этот закон применим и к разбавленным растворам слабых электролитов и неэлектролитов.

Но даже для очень разбавленных растворов сильных электролитов он не выполняется.

Поведение сильных электролитов в растворах не соответствует их полной ионизации, например, эквивалентная электропроводность растворов сильных электролитов не остается постоянной при изменении концентрации, как этого можно было бы ожидать при полной диссоциации, а увеличивается при разбавлении растворов;

что вызвано:

1) электростатическим взаимодействием ионов в растворе, которое увеличивается с ростом концентрации электролита и уменьшением расстояния между ионами;

2) сольватацией ионов, что снижает скорость их движения;

3) ассоциацией ионов (BaCl⁺, AgCl^-₂ и т.д.), что ведет к сокращению числа частиц, которое уменьшается с разбавлением.

Закон действия масс для растворов сильных электролитов выполняется, если вместо аналитической концентрации подставить активность (эффективная концентрация). – Г.Льюис, 1907 г.

Активность количественно отражает взаимодействие ионов между собой и молекулами растворителя и связана с аналитической концентрацией уравнением:

а = γ∙с

γ – коэффициент активности, характеризующий отличие свойств растворов сильных электролитов и вообще реальных растворов от идеальных.

Для предельно разбавленных растворов а = с, γ = 1.

Коэффициент активности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы раствора I

I =1\2 (C₁Z₁² + C₂Z₂² + …+C_nZ_n²), где

C – концентрация иона;

Z – заряд иона

Пример. Определить ионную силу раствора, содержащего 0,1 моль\л NaCl и 0,1 моль\л ВаCl₂.

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

BaCl₂ ↔ Ba²⁺ + 2Cl^-

C_Na+ = 0,1моль\л; Z_Na+ = 1

С_Ва2+ = 0,1 моль\л; Z_Ba2+= 2

C_Cl- = 0,1 + 0,2 = 0,3 моль\л; Z_Cl- = 1

I = 1\2∙ (0,1∙1 + 0,1∙4 +0,3∙1) = 0,4

Пользуясь табличными данными и зная Z и I, можно определить коэффициент активности.

1. Кислоты – диссоциируют в воде на катион Н⁺(Н₃О⁺) и анион.

Максимальное число ионов водорода, образующихся из одной молекулы кислоты, определяет ее основность.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

каждая ступень характеризуется константой диссоциации К, которая как любая константа равновесия не зависит от концентрации исходных веществ и продуктов реакции, т.е. есть величина постоянная для данного вещества и данной температуры.

I ступень Н₃РО₄↔ Н⁺ + Н₂РО₄^_

II ступень Н₂РО₄^-↔ Н⁺ + НРО₄^2-

III ступень НРО₄^2-↔ Н⁺ + РО₄^3-

K_I>K_II>K_III K_д = K_I∙K_II∙K_III

Сила кислот (значение константы диссоциации)

Сила бескислородных кислот () зависит от радиуса иона Э^-n и его степени окисления, она увеличивается с ростом ионного радиуса и с уменьшением условного заряда иона n.

Сила кислородсодержащих кислот (Э^+(2m+n)О_m(OH)_n) зависит от природы Э, значений m и n, она увеличивается с ростом числа атомов кислорода m и уменьшением n - числа связей О-Н, растет также с увеличением степени окисления Э.

О = S – О – Н O = S – O - H

O – H H – O O – H

H₂SO₃ H₂SO₄

(средняя кислота) (сильная кислота)

1. Основания диссоциируют в воде с образованием гидроксид-ионов ОН^-.

Максимальное число гидроксид-ионов, образующееся из одной молекулы основания, определяет его кислотность.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

I ступень Cr(ОH)₃↔ Cr(ОH)₂ ⁺ + OН^-

II ступень Cr(ОH)₂ ⁺ ↔ Cr(ОH) ²⁺ + OН^-

III ступень Cr(ОH) ²⁺ ↔ Cr ³⁺ + OН^-

Амфотерные основания могут диссоциировать как по кислотному, так и по основному типу:

OH^- OH^-

[Al(H₂O)₆]³⁺ Al(OH)₃(H₂O)₃ [Al(OH)₆]^3-

H₃O⁺ H₃O⁺

1. Cоли при диссоциации в воде образуют катионы металлов или комплексные катионы и одноатомные или многоатомные анионы.

Кислые соли диссоциируют ступенчато:

I ступень NaHSO₃ ↔ Na⁺ + HSO₃^-

II ступень HSO₃^- ↔ H⁺ + SO₃^2-

Буферные растворы -

растворы, обладающие способностью сохранять определенное значение рН. Буферные растворы состоят из слабых кислот и оснований с их солями.

Пример. Раствор СН₃СООН и СН₃СООNa

СН₃СООН ↔ H⁺ + СН₃СОО^- (1)

СН₃СООNa ↔ Na⁺ + СН₃СОО^- (2)

В присутствии СН₃СООNa равновесие (1) сдвинется влево

СН₃СООН – слабый электролит, [СН₃СООН] = С_кисл.

СН₃СООNa – сильный электролит, [СН₃СОО^-] = С_соли

К_кисл. = const, при разбавлении , поэтому

[Н⁺] =const

Дата добавления: 2014-01-06