22-31 (1016106), страница 4

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 4)

__________________________________________________________________________

28. Равновесия в водных растворах слабых электролитов. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов - процесс обратимый в связи с тем, что в их растворах одновременно имеются и недиссоциированные молекулы и ионы. Следовательно, в растворах слабых электролитов всегда имеет место химическое равновесие, выражающееся в равенстве скоростей реакции диссоциации и ассоциации.

Скорости диссоциации и ассоциации в водных растворах очень велики, поэтому электролитическое равновесие в растворах слабых электролитов устанавливается очень быстро.

Используя закон действующих масс, электролитическое равновесие в растворах слабых электролитов можно количественно выразить величиной константы диссоциации.

В случае слабых кислот - К_а (acid); в случае слабых оснований - К_b (base):

Значение константы диссоциации как константы истинного равновесия не зависит от концентрации слабого электролита в растворе, но зависит от следующих факторов:

- природы вещества;

- природы растворителя;

- температуры (при повышении температуры константа диссоциации увеличивается).

Процесс электролитической диссоциации слабых электролитов характеризуется константой диссоциации (К_а или К_b) , степенью диссоциации (α) а также равновесными концентрациями неионизованного электролита и его ионов:

П
олученное уравнение называется законом разбавления Оствальда (1888). Для растворов слабых электролитов при α < 0,01, т.е. (1 — α) ~ 1 уравнение приобретает вид: K_a = cα² .

Значения констант диссоциации слабых электролитов много меньше единицы, и поэтому вместо них принято использовать показатели этих величин рК_а или рК_ь:

рК_а = - lg К_а и рК_b = - lg К_b .

Чем меньше значение рК_а электролита (в этом случае значение его константы диссоциации больше), тем больше это вещество распадается на ионы и тем сильнее электролит.

Электролитическая диссоциация многоосновных кислот (Н3РО4, Н₂С0₃) и многокислотных оснований (Fe(OH)₃) протекает ступенчато. При этом первая ступень протекает в значительно большей степени, чем последующие. В соответствии со сказанным ступенчатая равновесная диссоциация всегда характеризуется значениями констант диссоциации, уменьшающимися в следующей последовательности: K1 > K2 >...>Kn .

Суммарному равновесию отвечает суммарная к. д. : K = K1· K2 · … · Kn .

Диссоциация воды

Среди слабых электролитов как один из важнейших растворителей выделяется вода (при 18°С степень диссоциации воды = 1,5*10^-9). Вода самопроизвольно диссоциирует на ионы, которые, в свою очередь, вступают во взаимодействие с молекулами воды и их ассоциатами. Это приводит к тому, что жидкая вода имеет очень сложную и динамичную структуру. Однако для наших целей рассмотрим простейшую модель жидкой воды, состоящей только из молекул H2O. В этом случае диссоциацию воды можно описать схемой:

H2O ⇔ H+ + OH-

Выразим К_e.d. через концентрации в виде К_e.d.(C) (константа диссоциации, выраженная через молярную концентрацию):

К_e.d.(C) = C_H+ · C _{OH -} / C _H2O = [H⁺ ][OH⁻ ] / [H2O] .

Поскольку степень диссоциации воды чрезвычайно мала, то молярная концентрация воды в воде - C _H2O практически неизменна (=55,56 моль/л) и потому может быть перенесена в левую часть как константа:

К_e.d.(C) · C_H2O = К_воды = C_H+ · C _OH^- .

К_воды называется ионным произведением воды. При 298 К оно равно 10^-14 моль^2/л^2.

Прологарифмируем полученное выражение:

lg(Кводы) = lg(CH+) + lg(COH−) = - 14 .

Поскольку по уравнению реакции диссоциации воды можно записать: C_H+ = COH− , то

- lg(C_H+) = - lg(COH−) = 7 .

Величина отрицательного логарифма молярной концентрации катионов водорода обозначается как pH и называется водородным показателем среды. Величина отрицательного логарифма молярной концентрации анионов гидроксила обозначается как pOH и называется гидроксидным показателем среды.

pH = 14 – pOH .

________________________________________________________________________________

№29 Равновесие в системе «труднорастворимый электролит – его насыщенный раствор». Произведение растворимости (ПР). Расчёт растворимости соединения по значению ПР. Условия образования и растворения осадка.

В случае, когда мы имеем дело с малорастворимым химическим соединением, образующим при растворении электролит, в системе быстро устанавливается равновесие между раствором и осадком, причём растворённая часть малорастворимого соединения практически полностью диссоциирует на ионы.

Это понятно, если принять во внимание редкость столкновений частиц, образующихся из растворённого соединения в разбавленных растворах. Поэтому малорастворимые электролиты являются сильными.

Состояние равновесия в таких системах может быть описано схемой:

KmAn(тв.) = m K^+ZK (р) + n A^−ZA (p) .

Поскольку концентрации K^+ZK и A^−ZA малы, раствор можно считать идеальным и константа равновесия К_С в этом случае:

K_C= [K^+ZK ]^{m *} [A^−ZA]ⁿ

[KmAn]

Поскольку концентрация вещества KmAn в твёрдой фазе постоянна, то её можно перенести в левую часть, которая и после этого останется константой:

К_С[KmAn] = [ K^+ZK ] ^m [A^−ZA] ⁿ .

Получившееся в правой части произведение равновесных концентраций ионов, на которые диссоциирует в растворе малорастворимый сильный электролит (в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам уравнения диссоциации), называется произведением растворимости (ПР) малорастворимого сильного электролита:

ПР = [K^+ZK] ^m [A^−ZA]ⁿ = const .

Чем меньше ПР, тем хуже растворяется соединение.

Но не следует сравнивать растворимость по абсолютной величине ПР, поскольку оно зависит от концентраций нелинейно - концентрации входят в него в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам диссоциации. Условие образования осадка при приготовлении раствора состоит в том, чтобы произведение текущих концентраций ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, было больше ПР.

Объяснение по-другому: ПК – произведение концентраций ионов в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам для системы в неравновесном состоянии. Зная ПК и сравнив его с ПР, можно установить, растворится или выпадет осадок при данной температуре:

Если ПК = ПР, ΔG = 0 – система находится в состоянии равновесия (раствор насыщенный).

Если ПК < ПР, ΔG < 0 – самопроизвольно протекает растворение осадка.

Если ПК > ПР, ΔG > 0 – возможен только обратный процесс – выпадение осадка.

________________________________________________________________________________

30. Направление протекания реакций с участием электролитов (образование осадка, газа, слабого электролита). Гидролиз солей. Типы реакций гидролиза. Степень и константа гидролиза.

Правило для процессов, протекающих в растворах электролитов, можно сформулировать следующим образом: реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически до конца (необратимо) в сторону образования слабых электролитов, труднорастворимых и газообразных веществ.

В водных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы. Кроме них в растворе есть ионы H+ и OH–, образующиеся вследствие диссоциации молекул воды. Если эти ионы при взаимодействии с ионами соли образуют плохо диссоциирующие соединения, то идёт гидролиз соли - разложение соли водой с образованием слабого электролита. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли. (т.е. гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.)

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

4 типа реакций гидролиза солей:

1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2) В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 +HOH→ Fe(OH)Cl + HСl;

Fe²⁺ + 2Cl- + H+ + OH- → FeOH+ + 2Cl- + Н+ .

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы:

K2SiO3 + НОH → KHSiO3 + KОН;

2K⁺ +SiO3^2- + Н⁺ + ОH^- → НSiO3^- + 2K⁺ + ОН^- .

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

4) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl2S3 + 6HOH =>2Аl(ОН)3 + 3Н2S;

2Al³⁺ + 3S^2- + 6H⁺ + 6OH^- =>2Аl(ОН)3 + 6Н⁺ + S^2- . рН =7

Важно! Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато.

Степень гидролиза - это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли n_гидр. к общему количества растворённой соли n_общ. Обычно её обозначают через h_гидр. (или α ):

Характеристики

Список файлов ответов (шпаргалок)