Лаба №7 Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА№ 7.

ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ И ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ

ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Работу выполнил________________ Работу принял________________

Дата выполнения________________ Отметка о зачете______________

1. Введение.

Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы, поэтому их растворы и расплавы проводят электрический ток. Для оценки способности электролитов к электролитической диссоциации используют величину- степень диссоциации (a) – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита. По степени диссоциации в растворах все электролиты можно условно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют полностью (a @ 1).

Этот процесс можно выразить уравнением: KnAm = nK^m+ + mA^n- (1)

Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично(a <<1): KnAm Û nK^m+ + mA^n- (2)

Между ионами и недиссоциированными молекулами электролита устанавливается динамическое равновесие, называемое ионным равновесием. Количественно ионное равновесие характеризуется величиной константы равновесия, которая называется константой диссоциации: Kд = [K^m+]^{n .} [A^n-]^m / [KnAm] (3)

где [K^m+],[A^n-],[KnAm] – равновесные концентрации катионов [K^m+], анионов [A^n-] и недиссоциированных частиц [KnAm] соответственно. Величина Kд зависит от природы электролита и растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Для сильных электролитов Кд>>1; для слабых электролитов Кд <<1.

Среди электролитов можно выделить кислоты, основания, соли. Кислотами называются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют ионы H⁺. Среди бескислородных кислот сильными электролитами являются HCI, HBr и HJ, остальные относятся к слабым электролитам. Для оксокислот силу электролита можно оценивать по степени окисления (С.О.) кислотообразующего элемента, если С.О. +6 или +7 , оксокислота – сильная; если С.О. равна +5 и меньше, то оксокислота – слабая ( исключение составляет азотная кислота – HNO₃). Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

ПРИМЕР 1. Диссоциация сернистой кислоты по первой ступени выражается уравнением:

H₂SO₃ Û H⁺ + HSO₃^- ; по второй ступени :HSO₃^- Û H⁺ + SO₃^2-.

Первое и второе равновесия характеризуются соответственно константами диссоциации:

Кд₁= [H⁺]^.[HSO₃^-] / [H₂SO₃] = 1,3^.10^-2; Кд₂= [H⁺]^.[SO₃^2-] / [HSO₃ ^-] = 0,63^.10^-7 .

Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации:

Кд = Кд₁^.Кд_{2 =} [H⁺]^2.[SO₃^2-]/[H₂SO₃] =8^.10^-10.

Основаниями являются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют гидроксид – ионы OH^-. Сильными электролитами являются гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (щелочи), они растворимы в воде. Остальные гидроксиды – слабые электролиты. Основания поливалентных металлов диссоциируют ступенчато. Соли – электролиты, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы H⁺, ни ионы OH^-. Большинство хорошо растворимых в воде солей диссоциированы полностью.

2. Диссоциация воды.

Вода, будучи весьма слабым электролитом, в очень малой степени подвергается диссоциации. При диссоциации она распадается на ионы (ион гидроксония и гидроксид – ион соответственно):

H₂O + H₂OÛH₃O⁺ + OH^-, или в упрощенном виде уравнение реакции записывают:

H₂O Û H⁺ + OH^- (4)

Константа диссоциации воды равна: Кд = [H⁺]^.[OH^-]/[H₂O] = 1,8^.10^-16 (при 22^о С) (5)

Так как вода диссоциирована очень слабо, то концентрацию воды [H₂O] можно принимать за постоянную величину, равную:[H₂O] = m/M^.V = 1000/18 = 55,5моль/л. Следовательно, и произведение Кд^.[H₂O] для данной температуры постоянно: Кд^.[H₂O] = 1,8^.10^-16.55,5 =10^-14. Это произведение обозначают через K_w.

K_w =[H⁺]^.[OH^-] = 10^-14 (6)

Величина Kw называется ионным произведением воды и является постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов. Kw зависит от температуры.

Для чистой воды [H⁺] = [OH^-] = = 10^-7моль/л и среда является нейтральной .

Если концентрация ионов [H⁺] > 10^-7моль/л, среда будет кислой.

Если концентрация ионов [H⁺] < 10^-7 моль/л, среда будет щелочной.

Концентрация же ионов OH^- наоборот : в кислой среде [OH^-] < 10^-7 моль/л, а в щелочной [OH^-] > 10^-7 моль/л.

Поскольку концентрации ионов H⁺ и OH^- в любом водном растворе взаимосвязаны, то для характеристики водных сред принято указывать только концентрацию ионов H⁺.

Кислотность или щелочность раствора можно оценить по величине pH, которая называется водородным показателем и равна: pH = -lg[H⁺]. (7)

В нейтральной среде pH = 7, в кислой среде pH<7, в щелочной среде pH >7.

Реже пользуются величиной pOH, которая равна соответственно:

pOH = - lg [OH^-] (8)

рH + pOH = 14 (9)

Значения pH раствора определяют с помощью pH-метров или цветных индикаторов.

3.Смещение равновесий в растворах слабых электролитов.

Равновесие, установившееся в растворах слабых электролитов, характеризуют константой диссоциации ( К_Д) и степенью диссоциации ( a ), которые связаны соотношением

К_Д = a^2.С/1-a (10)

где С – молярная концентрация раствора электролита.

Для слабых электролитов можно считать1-a @1, тогда соотношение (10) примет вид:

К_Д = a^2.С (11)

Равновесие в растворах слабых электролитов, как и для любой другой обратимой реакции, подчиняется принципу Ле Шателье: при увеличении концентрации ионов в растворе (путем добавления в систему сильного электролита, содержащего одноименный ион) равновесие (2) смещается влево, т.е. степень диссоциации слабого электролита уменьшается; при уменьшении концентрации ионов в растворе (путем связывания их в более слабый электролит) равновесие (2) смещается вправо, т.е. степень диссоциации слабого электролита увеличивается. Об этих процессах можно судить по изменению pH раствора.

ПРИМЕР 2. Рссмотрим, как влияет добавление 1М раствора цианида калия KCN (сильного электролита) на диссоциацию цианистоводородной кислоты HCN (слабого электролита) в 0,1М водном растворе.

Диссоциация кислоты выражается уравнением: HCN ÛH⁺ + CN^-.

Константа диссоциации равна: К_Д = [H⁺]^.[CN^-]/[HCN] = 5^.10^-10 (см. ур-ние 3). Из уравнения реакции видно, что концентрации ионов, образующихся при диссоциации кислоты равны [H⁺]=[CN^-]; а так как доля диссоциированных молекул для слабых электролитов незначительна, то можно принять, что [HCN] @С_К. Тогда К_Д= [H⁺]²/С_К и [H⁺] = ÖК_Д × C_К = Ö5^.10^-10×0,1 = 7^.10^-6. Степень диссоциации равна a=[H⁺] / С_К и a=7^.10^-5.

Из уравнения (7) pH = - lg[H⁺] = - lg 7^.10^-6 = 5,15.

Добавляем к 0,1M раствору HCN соль KCN в концентрации 1моль/л. Цианид калия в растворе полностью диссоциирует на ионы : KCN Þ K⁺ + CN^-, следовательно С_соли=С_CN-. Поэтому после добавления соли концентрация цианид-ионов в растворе станет: С_CN- = C_соли+[CN^-].

Так как в растворе кислоты [CN^-]= 7^.10^-6моль/л, а С_соли= 1моль/л, то С_соли>>[CN^-] и можно принять С_CN-@ C_соли.

Теперь из выражения для К_Д получаем: [H⁺] =К_Д^.[HCN]/C_CN- = 5^.10-10. 0,1/1=7.10-11.

Тогда a = 5^.10-10, а pH = -lg[H+] = -lg 5.10-11 = 10,3.

Результаты расчетов показали, что pH раствора HCN возрастает от 5,15 до 10,3 при добавлении KCN,т.е. диссоциация кислоты HCN уменьшается, ( что подтверждает и расчет a). Среда становится щелочной за счет гидролиза соли KCN.Эти данные подтверждают принцип

Ле - Шателье, что при введении в раствор слабого электролита одноименных ионов степень его диссоциации уменьшается.

4.Ионные равновесия в гетерогенных системах.

При растворении соли в раствор переходят не молекулы, а ионы (катионы и анионы). Растворение прекращается, когда между твердой солью и перешедшими в раствор ионами устанавливается равновесие. Такой раствор называется насыщенным. Это равновесие выражается уравнением:

КnAm_(тв.)Û nK^m+_(р-р)+mA^n-_(р-р) (12)

Константа равновесия для этого процесса выражается уравнением: К_с = [K^m+]^n.[A^n-]^m, при этом концентрация твердой фазы есть величина постоянная [KnAm] = const.

Таким образом, в насыщенном растворе труднорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная при данной температуре, и называется произведением растворимости (ПР).

ПР_КnAm = [K^m+]^n.[A^n-]^m (13)

Чем меньше ПР_KnAm ,тем труднее растворяется электролит. Качественно растворимость электролита можно оценить по таблице растворимости. Значения ПР_KnAm при определенной температуре приводятся в таблицах. Зная величину произведения растворимости, можно вычислить концентрации ионов в насыщенном растворе, т.е. определить растворимость вещества.

ПРИМЕР 3. Расчет концентрации ионов в насыщенном растворе.

Гетерогенное равновесие в растворе хлорида серебра выражается уравнением: AgCI Û Ag⁺+CI^-.

Произведение растворимости согласно выражению (11) равно: ПР_AgCI =[Ag⁺]^.[CI^-]=1,56^.10^-10.