Общая химия

3)уменьшится в 8 раз

4)не изменится

4.СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ 3Н2 Г + N2 Г = 2NH3 Г ПРИ УВЕЛИЧЕНИИ КОНЦЕНТРАЦИИ Н2 В 3 РАЗА

1)увеличится в 3 раза

2)увеличится в 9 раз

3)увеличится в 18 раз

4)увеличится в 27 раз

5.ЕСЛИ ПРИ УВЕЛИЧЕНИИ ТЕМПЕРАТУРЫ ОТ 30ОС ДО 60ОС СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ УВЕЛИЧИЛАСЬ В 27 РАЗ, ТО ТЕМПЕРАТУРНЫЙ КОЭФФИЦИЕНТ СКОРОСТИ РАВЕН

1) 3 2) 2 3) 4 4) 2.73

6. ПРИ ТЕМПЕРАТУРЕ 20ОС РЕАКЦИЯ (ТЕМПЕРАТУРНЫЙ КОЭФФИЦИЕНТ РАВЕН 4) ПРОТЕКАЕТ ЗА 16 МИН, СЛЕДОВАТЕЛЬНО, ДЛЯ ОКОНЧАНИЯ РЕАКЦИИ ЗА15C

БУДЕТ СМЕЩАТЬСЯ В СТОРОНУ ПРОДУКТА РЕАКЦИИ ПРИ

1)увеличении концентрации кислорода

2)увеличении давления

3)уменьшении давления

4)понижении температуры

8. В СИСТЕМЕ Fe2O3 (ТВ) + 3CO (Г) 2Fe (ТВ) + 3CO2 (Г) Н < 0, НА СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ВПРАВО

НЕ ВЛИЯЕТ

1)увеличение концентрации СО

2)уменьшение температуры

3)увеличениедавления

4)уменьшениеконцентрации CO2

51

9. РАВНОВЕСИЕ В СИСТЕМЕ ЗО2(Г) 2О3(Г) Н > 0, СМЕСТИТСЯ ВПРАВО ПРИ УМЕНЬШЕНИИ:

1)температуры

2)давления

3)концентрации O2

4)концентрации O3

10.ДЛЯ УВЕЛИЧЕНИЯ ВЫХОДА ПРОДУКТА РЕАКЦИИ:

N2 Г + 3Н2 Г ↔ 2NH3 Г Н < 0,

НЕОБХОДИМО

1)повыситьтемпературу

2)повыситьдавление

3)повыситьконцентрациюNН3

4)уменьшитьконцентрациюN2

11.СМЕЩЕНИЮ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ВПРАВО В

1)уменьшение температуры

2)уменьшение давления

3)увеличение концентрации СО

4)уменьшениеконцентрацииCO2

12.РЕАКЦИЯ ПРОТЕКАЕТ ПО УРАВНЕНИЮ: NО + С12 ↔ NОС12 ИЗВЕСТНЫ РАВНОВЕСНЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ

Тестовые задания для самоконтроля по теме III на стр. 293 Ответы к тестовым заданиям для самоконтроля по теме III на стр. 313

52

ТЕМА IV. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. ПОВЕДЕНИЕ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА.

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

4.1. Понятие об электролитах и неэлектролитах. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации, константа ионизации. Закон разбавления Оствальда

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам также относится большинство неорганических веществ: соли, кислоты, основания, а также некоторые органические вещества: карбоновые кислоты и их соли, соли аминов.

Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток. Это большинство органических веществ.

Электролитическая диссоциация – это процесс распа-

да на ионы электролита при растворении в воде или расплавлении.

Для количественной характеристики силы электролита - глубины распада электролита на ионы в результате взаимодействия вещества и растворителя используются две величины:

степень диссоциации (ионизации) - ;

константа ионизации - Кион.

Степень электролитической диссоциации - это отно-

шение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита.

числораспавшихсянаионымолекул общеечисломолекулэлектролита

Степень диссоциации принято выражать в долях от еди-

ницы: 0 ≤ ≤ 1, или в %: 0 ≤ ≤ 100 %. Например, = 3 % -

значит, из 100 молекул только 3 молекулы распадаются на ионы.

характеризует силу электролита: чем больше тем сильнее электролит.

= 0 – это неэлектролит, диссоциация отсутствует;

53

= 1 – это сильный электролит (НС1О4) – полностью распадается на ионы.

По величине степени диссоциации все электролиты делятся на три группы:

слабые электролиты ( < 3 %);

средней силы (3 % < < 33 %);

сильные электролиты ( > 33 %).

Процесс распада на ионы молекул слабого электролита и электролита средней силы называется ионизацией и это процесс обратимый. Например, уравнение процесса ионизации слабой азотистой кислоты: HNO2 ↔ H+ + NO2-.

Процесс распада на ионы молекул сильного электролита

– процесс необратимый. Например, уравнения диссоциации сильных электролитов:

соляной кислоты НС1 → Н+ + С1-; азотной кислоты HNO3 → H+ + NO3-; гидроксида калия КОН → К+ + ОН-;

средней соли сульфата железа (III) (диссоциация сред-

них солей происходит в одну ступень) Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO42-.

Факторы, влияющие на величину степени диссоциации

1.Концентрация раствора электролита. С увеличе-

нием концентрации раствора степень диссоциации уменьшается. Чем меньше концентрация электролита в растворе, тем больше степень диссоциации (см. далее закон разбавления Оствальда). При бесконечном разбавлении раствора степень диссоциации приближается к 1 (100 %).

2.Температура. С повышением температуры степень диссоциации увеличивается.

3.Добавление электролита, содержащего одноимен-

ные ионы. При добавлении к раствору слабого электролита одноименных ионов степень диссоциации данного электролита уменьшается. Например, добавим к раствору уксусной кислоты

раствор сильного электролита ацетата натрия: СН3СООН СН3СОО- + Н+; CH3COONa → CH3COO- + Na+ .

54

В результате увеличилась концентрация ацетат-ионов, равновесие ионизации уксусной кислоты сместилось влево, уменьшилась концентрация ионов Н+ и, соответственно, уменьшилась степень диссоциации.

4.Природа растворителя. Чем полярнее растворитель, тем выше в нем степень диссоциации. Самый полярный растворитель – вода, поэтому в водных растворах степень диссоциации самая высокая.

5.Природа растворенного вещества. Как уже было сказано выше, по степени диссоциации все электролиты делят на три группы: слабые, средней силы и сильные.

Сильные и слабые электролиты

В растворе слабых электролитов наблюдается равновесие между молекулами и ионами, к которому можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия (константу ионизации):

55

НА Н А

Кион. [H ][A ] [HA]

[ ] – равновесная концентрация.

Кион. – это отношение произведения равновесных концентраций ионов в растворе к равновесной концентрации молекул электролита в растворе.

Кион. зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Кион. используется для характеристики только слабых электролитов.

Ионизация слабых кислот характеризутся величиной константы ионизации Ка (acid - кислота).

Основность кислоты – это число ионов Н+, которое может отщепляться при диссоциации одной молекулы кислоты.

HCOOH, CH3COOH, HNO2 – одноосновные кислоты; H2SO3, H2СO3 – двухосновные кислоты;

Н3РО4 – трехосновная кислота.

Ионизация слабых одноосновных кислот протекает в одну стадию и характеризуется одной константой ионизации Ка

Например, муравьиной кислоты: НСООН ↔ НСОО- + Н+

К[HCOO ][H ]

а[HCOOH]

Или уксусной кислоты:

СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+ Двух и более основные кислоты ионизируют ступенчато и ха-

рактеризуются константами ионизации по каждой ступени:

56

Ионизация слабых оснований характеризуется величиной Кb (base – основание). Например, ионизация гидрата аммиа-

ка:

NH3·H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH-

Закон разбавления Оствальда

Рассмотрим поведение слабого электролита в растворе: КА ↔ К+ + А- .

Запишем константу равновесия (ионизации): К [K ][A ] [KA]

Полученное выражение называют законом разведения Оствальда. Он связывает константу ионизации и степень диссоциации. Физический смысл закона: с разбавлением раствора (уменьшением его концентрации) степень диссоциации увеличивается. Чем сильнее разбавляют слабый электролит, тем больше его степень диссоциации ( ).

57

4.2. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН)

Вода – очень слабый электролит. Запишем уравнение ионизации воды: Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН-

Или упрощенно: Н2О ↔ Н+ + ОН-

Кион. [H ][OH ] . [H2O]

Известно, что при температуре 22-25оС в 1 л на ионы распадается 10-7 моль молекул Н2О. Следовательно, [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Концентрацию молекул воды можно считать величиной постоянной, равной: [H2O] = 1000/18 =

55,56моль/л. Следовательно, константа ионизации воды при 2225оС будет равна Ки= 1,82·10-16.

Произведение равновесных концентраций ионов Н+ и

ОН- называется ионным произведением воды:

КW = [H+][OH-]

КW = 10-7·10-7 = 10-14 . КW = 10-14 при Т = 22-25оС.

Характер среды в водном растворе любого вещества определяется тем ионом Н+ или ОН-, концентрация которого преобладает.

Важно отметить, что в любом водном растворе – нейтральном, кислотном, щелочном имеются водородные и гидроксильные ионы. При этом произведение концентрации этих ионов величина постоянная, равная ионному произведению воды.

Зная ионное произведение воды и концентрацию одного из ионов, можно вычислить концентрацию другого:

Водородный показатель

На практике принято оценивать ионное равновесие в водных растворах значением водородного показателя рН.

58

Водородным показателем рН называют отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода в водном растворе. рН = -lgСН+.

Гидроксильным показателем рОН называют отрица-

тельный десятичный логарифм концентрации ионов ОН- в водном растворе. рОН = -lg СОН-.

Ранее было показано, что в любом водном растворе при

22-25оС: СН+·СОН- = 10-14.

Логарифмируя это выражение, получаем:

-lg (CH+·COH-) = -lg10-14.

Десятичный логарифм – это показатель степени, в кото-

Выразим рН слабого электролита, если даны Кион., , Ск-ты или Сосн. или отрицательные логарифмы этих величин.

Для слабой кислоты:

СН+ = Ск

-lgСН+ = -lg - lgСк

рН = р + рСк-ты, где р = -lg, следовательно

р = -lg ; рСк = - lgСк

или через константу ионизации:

СН+ = Ск-ты.

59

Внесем Ск-ты под корень:

Для сильной кислоты:

= 1 и уравнение рН = р + рСк-ты , т.к. р = -lg = - lg1 = 0 преобразуется к виду:

рН = рСк-ты Для слабого основания

СОН- = Сосн.

-lgCOH- = -lg – lgСосн.

рОН = р + рСосн. , где р = -lg ; рСосн. = - lgСосн. или через константу ионизации:

СОН- = Сосн.

рК = -lgК

рСосн. = -lgСосн.

Для сильного основания

= 1, значит lg = 0, рОН = рСо .

Для наглядности приведем шкалу значений рН и СН+ при 22оС.

60