166119 (624942), страница 4

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

Текст из файла (страница 4)

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) сильным основанием (гидроксидом натрия):

СН₃СООН + NaOH = CH₃COONa + Н₂О

Здесь сильные электролиты— гидроксид натрия и образующаяся соль, а слабые — кислота и вода:

СН₃СООН + Na⁺+ ОН^- = СН₃СОО^- + Na⁺ + Н₂О

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

СН₃СООН + ОН^- = СН₃СОО^- + Н₂О

Нейтрализация сильной кислоты (азотной) слабым основанием (гидроксидом аммония):

HNO₃ + NH₄OH = NH₄NO₃ + Н₂О

Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул — гидроксид аммония и воду:

Н⁺ + NO₃^- + NH₄OH = NH₄^- + NH₃^- + Н₂О

Не претерпевают изменений ионы NO₃^- . Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:

Н⁺ + NH₄OH= NH₄⁺ + Н₂О

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) слабым основанием (гидроксидом аммония):

СН₃СООН + NH₄OH = CH₃COONH₄ + Н₂О

В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли,— слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма уравнения имеет вид:

СН₃СООН + NH₄OH =СН₃СОО^- + NH₄⁺ + Н₂О

Сравнивая между собой полученные ионно-молекулярные уравнения, видим, что все они различны. Поэтому понятно, что неодинаковы и теплоты рассмотренных реакций.

Реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидроксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции:

СН₃СООН + ОН^- ↔ СН₃СОО^- + Н₂О

Н⁺ + NH₄OH↔ NH₄⁺ + Н₂О

СН₃СООН + NH₄OH ↔ СН₃СОО^- + NH₄⁺ + Н₂О

2.7 Произведение растворимости.

При растворении твердого тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный раствор, т. е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же вещества установится равновесие. При растворении электролита, например, соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие твердая ионы в соль растворе

CaSO₄ ↔Са²⁺ + SO₄^2-

Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением:

К = [Са²⁺] [SO₄^2-]

[CaSO₄]

Знаменатель дроби — концентрация твердой соли — представляет собою постоянную величину, которую можно ввести в константу.

Тогда, обозначая

К = [CaSO₄] = К^’

получим

[Са²⁺] [SO₄^2-] = К^’

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться; ее называют произведением растворимости электролита и обозначают буквами ПР.

Заменив величину К^’ на ПР_CaSO4, получим:

ПР_CaSO4 = [Са²⁺] [SO₄^2-]

Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20°С равна 1,5∙10^-2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са²⁺ и SO₄^2- равна 1,5∙10^-2 моль/л.

Следовательно, произведение растворимости этой соли

ПР_CaSO4 = [Са²⁺] [SO₄^2-] = (1,5∙10^-2)² = 2,25∙10^-4

В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени. Например:

ПР_РbCl2 = [Pb²⁺] [I^-]²

Знание произведения растворимости позволяет решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической химии. Надо, однако, иметь в виду, что произведение растворимости, вычисленное без учета коэффициентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов и при условии, что концентрации других находящихся в растворе ионов невелики. Это объясняется тем, что коэффициенты активности близки к единице только в очень разбавленных растворах. Для хорошо растворимых электролитов значение произведения концентраций ионов в насыщенном растворе может сильно изменяться в присутствии других веществ. Это происходит вследствие изменения коэффициентов активности ионов. Поэтому расчеты, производимые по произведению растворимости без учета коэффициентов активности, приводят в этих случаях к неверным результатам.

В табл.3 приведены величины произведения растворимости некоторых малорастворимых соединений в воде.

Таблица 3.

Произведение растворимости некоторых веществ при 25°С

2.8.Диссоциация воды. Водородный показатель

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. При 25°С она равна 10^-7моль/л.

Напишем выражение для константы диссоциации воды:

К = [Н⁺] [ОН^-]

[Н₂О]

Перепишем это уравнение следующим образом:

[Н⁺] [ОН^-] = [Н₂О] К

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н₂О в воде практически равна общей концентрации воды, т. е. 55,55 моль/л (1 л содержит 1000 г, воды, т. е.

100:18,02 = 55,55 молей). В разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение [Н₂О] К новой константой К_Н2О, будем иметь:

[Н⁺] [ОН^-] = К_Н2О

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25°С [Н⁺] [ОН^-] = 1∙10^-7моль/л. Поэтому для указанной температуры:

К_Н2О = 10^-7∙10^-7 = 10^-14

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При 25 °С, как уже сказано, в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна10^-7 моль/л. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных— концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.

Если например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10^-3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов понизится так, что произведение [Н⁺] [ОН^-] останется равным 10^-14. Следовательно, в этом растворе концентрация гидроксид-ионов будет:

[ОН^-] = 10^-14/10^-3 = 10^-11моль/л

Наоборот, если добавить к воде щелочи и тем повысить концентрацию гидроксид-ионов, например, до 10^-5моль/л, то концентрация ионов водорода составит:

[Н⁺] = 10^-14/10^-5 = 10^-9моль/л

Эти примеры показывают, что если концентрация ионов водорода в водном растворе известна, то тем самым определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Нейтральный раствор [Н⁺] = 10^-7моль/л

Кислый [Н⁺] > 10^-7моль/л

Щелочной [Н⁺] <10^-7моль/л

Кислотность или щелочность раствора можно выразить другим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается через рН:

рН = -lg[Н⁺]

Например, если [Н⁺]= 10^-5моль/л, то рН = 5; если [Н⁺]= 10^-9моль/л, то рН = 9 и т. д. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе ([Н⁺]= 10^-7моль/л) рН = 7. В кислых растворах рН 7, и тем больше, чем больше щелочность раствора.

Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы — метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В табл.4 дана характеристика некоторых индикаторов.

Таблица 4. Важнейшие индикаторы

Для многих процессов величина рН имеет большое значение. Так, рН крови человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут нормально произрастать лишь при значениях рН почвенного раствора, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их рН.

2.9 Смещение ионных равновесий

Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.

Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей согласно уравнению ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов СН₃СОО^-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т. е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + H⁺

Характеристики

Список файлов курсовой работы