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

Текст из файла (страница 2)

Уксусная кислота – типичный слабый электролит со значением 0,01. Поэтому концентрацию недиссоциированной кислоты принимаем равной общей концентрации раствора, т.е. [СН₃СООН]=0,01моль/л.

Из уравнения диссоциации уксусной кислоты видно, что концентрации ионов СН₃СОО^- и Н⁺ равны. Следовательно выражение её константы диссоциации может быть записано в виде: Ксн₃соон=[Н⁺]²/[СН₃СООН]. Из этого уравнения находим:

[Н⁺]=[CH₃COO-]= Ксн₃соон/[СН₃СООН]= 1,7510^-50,01=17,510^-8=4,210^-4.

В общем виде для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению КА К⁺ +А^-, концентрации ионов в растворе находятся из соотношения:

[K⁺]=[A^-]= K_KAС_М (2.2)

где K_KA – константа диссоциации слабого электролита, а С_М – его молярная концентрация.

В отличие от константы диссоциации, величина которой зависит только от природы слабого электролита и температуры, на величину степени диссоциации слабого электролита сильное влияние оказывает также концентрация раствора, а именно, степень диссоциации увеличивается при уменьшении концентрации раствора (при его разбавлении). Эта зависимость количественно устанавливается законом разбавления Оствальда, который в практических расчётов для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению

КА К⁺ +А^-, используется в виде:

 K_KA /С_М (2.3)

где, как и в выражении (2.2), K_KA – константа диссоциации слабого электролита, а С_М – его молярная концентрация.

В водных растворах сам растворитель – вода – является слабым электролитом. Вода диссоциирует согласно уравнению: Н₂ОН⁺ + ОН^-. При этом в обычных температурных условиях (при Т=22⁰С) в любом водном растворе концентрации ионов Н⁺ и ОН^- взаимосвязаны, а именно:

[H⁺][OH^-]=К _Н2О=10^-14 (2.4)

К _Н2О=10^-14 называется ионным произведением воды.

На практике для характеристики водных растворов электролитов пользуются не абсолютными значениями концентраций ионов Н⁺ и ОН^- , а величиной водородного показателя (рН):

рН= - lg[H⁺] (2.5)

Пример 2.3. рН 0,01М растворов [Cu(NH₃)₄](OH)₂ и СН₃СООН.

Комплексное основание [Cu(NH₃)₄](OH)_2, являясь сильным электролитом, диссоциирует полностью, образуя гидроксид-ионы, концентрация которых в 0,01М растворе равна 0,02 моль/л (см. пример 2.1).

Из выражения (2.4) находим: [H⁺]= К _Н2О/[OH^-]=10^-14/0,02=510^-13 моль/л. Соответственно этому значение рН данного раствора равно: рН= - lg[H⁺]= - lg510^-13=12,3.

В 0,01М растворе уксусной кислоты СН₃СООН, являющейся слабым электролитом, концентрация ионов Н⁺ равна: [H⁺]=4,210^-4. Отсюда по уравнению (2.5) находим: рН= - lg[H⁺]= - lg 4,210^-4=3,4.

По химическому составу ионов, образующихся при диссоциации, электролиты делятся на четыре основных класса: кислоты, основания, амфолиты и соли.

По Аррениусу, кислотами называются электролиты, при первичной диссоциации которых образуются ионы Н⁺. Например:

HCl=H⁺ +Cl^-; H₂SO₄=2H⁺ +SO₄^2-

Имеется 2 группы кислот: бескислородные (HCl, HCN и пр.) и кислородсодержащие (оксокислоты), например, H₃PO₄, H₂SO₄. Среди бескислородных кислот сильными являются три: HCl, HBr, HI; остальные бескислородные кислоты-слабые. Для определения силы оксокислот следует руководствоваться правилом: если степень окисления кислотообразующего элемента равна +6 и выше, такая кислота- сильная (исключение HNO₃). Например, H₂SO₄-сильная кислота, поскольку степень окисления серы в ней равна +6, а H₂SO₃-слабая кислота т.к. степень окисления серы здесь равна +4.

Основаниями являются электролиты, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы ОН^-. Например:

NaOH=Na⁺ +OH^-; Cu(OH)₂=Cu²⁺ +2OH^-

Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидроксиды этих металлов хорошо растворимы в воде и поэтому получили название щелочей.

Среди гидроксидов металлов имеются соединения, способные к диссоциации как по кислотному, так и по основному типу. Такие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами).⁷

Соли-электролиты, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы Н⁺, ни ионы ОН^-. Например:

Cr₂(SO₄)₃=2Cr³⁺+3SO₄^2- - диссоциация средней соли;

Ca(HCO₃)₂=Ca²⁺+2HCO₃^- - первичная диссоциация кислой соли;

AlOH(NO₃)₂=AlOH²⁺+2NO₃^-- первичная диссоциация основной соли.

Особую группу электролитов составляют комплексные кислоты, основания и соли.⁸ Эти электролиты, как правило, диссоциируют полностью на ионы внешней и внутренней координационной сферы, т.е. являются сильными электролитами. Например:

H₂[PtCl₆] = 2H⁺ + [PtCl₆]^2- - диссоциация комплексной кислоты;

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^- - диссоциация комплексного основания;

[Cr(H₂O)₆]Cl₃ = [Cr(H₂O)₆]³⁺ + 3Cl^- - диссоциация комплексной соли.

3. Реакции ионного обмена.

(Задачи №№ 41 – 80)

Реакции ионного обмена-это реакции связывания ионов, завершающиеся образованимем летучего, труднорастворимого или любого слабодиссоциирующего соединения. Поэтому , записывая уравнение реакции ионного обмена, необходимо рассматривать состояние каждого электролита в растворе, а именно: сильные электролиты должны быть представлены в виде ионов (как они есть), а слабые электролиты в молекуклярной форме.

.Пример 3.1. Взаимодействие уксусной кислоты с гидроксидом натрия: CH₃COOH+NaOH=CH₃COONa+H₂O

Уксусная кислота СН₃СООН-слабая кислота (практически все органические кислоты-слабые). Поэтому ионы, из которых она состоит, в основном , находятся в связанном состоянии. В связи с этим, в уравнении реакции уксусную кислоту нужно записать в том виде, в каком она есть, т. е. в молекулярной форме. Второй участник реакции-NaOH-сильный электролит (гидроксид щелочного металла). Следовательно, в уравнении его нужно записать в виде ионов. Продукты реакции: CH₃COONa-растворимая соль, диссоциирует полностью, следовательно в уравнении реакции должна быть записана в виде ионов.

Результатом проведенного анализа состояния каждого из электролитов является правильная форма записи уравнения реакции:CH₃COOH+Na⁺ +OH^- =CH₃COO^- +Na⁺ +H₂O.

Данное уравнение, отражающее состояние электролитов в растворе, называется ионно- молекулярным уравнением. После исключения ионов Na⁺, не изменяющихся в ходе реакции, ионно-молекулярное уравнение записывается в окончательном (сокращённом) виде:CH₃COOH+OH^- =CH₃COO^- +H₂O.

Итак, при оформлении любой реакции ионного обмена, протекающей в растворе, необходимо записать 3 уравнения: молекулярное уравнение, развёрнутое ионно-молекулярное уравнение и сокращённое ионно- молекулярное уравнение.

Если изначально реакция ионного обмена выражена сокращённым ионно-молекулярным уравнением и задача заключается в составлении молекулярного уравнения, необходимо помнить, что источниками свободных ионов являются сильные электролиты. Поэтому ионы, представленные в сокращённом ионно-молекулярном уравнении, в молекулярном уравнении записываются в составе соответствующих сильных электролитов; слабые электролиты записываются так, как они есть.

Для проверки правильности решения, после записи молекулярного уравнения записывается развёрнутое ионно-молекулярное уравнение и затем сокращённое. Если конечный результат совпадает с заданным сокращённым ионно-молекулярным уравнением, решение верно, если нет, в молекулярном уравнении нужно вновь проанализировать силу каждого электролита и правильность отражения их силы в развёрнутом ионно- молекулярном уравнении. Рассмотрим это на примерах:

Пример 3.2. Записать 2 молекулярных уравнения, соответствующих ионно-молекулярному уравнению реакции ионного обмена: Ва²⁺ +СО₃^2- =ВаСО₃.

Рассматриваем первое из возможных молекулярных уравнений:

BaCl₂+H₂CO₃=BaCO₃+2HCl.

Из электролитов, фигурирующих в молекулярном уравнении реакции, BaCl₂-сильный как хорошо растворимая соль, Н₂СО₃-слабый, т.к. в этой кислоте степень окисления кислотообразующего элемента-углерода-равна +4 (меньше +6), ВаСО₃-слабый как труднорастворимая соль и НСl-одна из трёх сильных бескислородных кислот. В соответствии с этим развёрнутое ионно- молекулярное уравнение реакции записывается:

Ва²⁺ +2Cl^- +Н₂СО₃=ВаСО₃+ 2Н⁺+2Cl^-.

После исключения из уравнения не изменяющихся в ходе реакции хлорид-ионов получаем итоговое ионно-молекулярное уравнение:

Ва²⁺ +Н₂СО₃=ВаСО₃+2Н⁺.

Как видно, полученный результат не соответствует заданному уравнению: Ва²⁺ +СО₃^2- =ВаСО₃. Следовательно, выбор электролитов для молекулярного уравнения ошибочен и решение неверно.

Второе возможное молекулярное уравнение:

Ва(ОН)₂+К₂СО₃=ВаСО₃+2КОН.

В этом уравнении Ва(ОН)₂-сильное основание как гидроксид щелочноземельного металла, К₂СО₃-сильный электролит как хорошо растворимая соль, ВаСО₃-труднорастворимая соль и потому является слабым электролитом и КОН-сильное основание как гидроксид щелочного металла. В связи с этим развёрнутое ионно-молекулярное уравнение записывается:

Ва²⁺ +2ОН^- +2К⁺ +СО₃^2- =ВаСО₃+2К⁺ +2ОН^-.

После исключения не участвующих в реакции ионов К⁺ и ОН^- получаем сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции:

Ва²⁺ +СО₃^2- =ВаСО₃.

Поскольку полученное итоговое ионно-молекулярное уравнение идентично заданному, выбор электролитов для молекулярного уравнения сделан правильно.

Ещё одно возможное молекулярное уравнение:

Ba(NO₃)₂+Na₂CO₃=BaCO₃+2NaNO₃.

Характеристики

Список файлов книги