- •Растворы электролитов.
- •Состояние сильных электролитов в растворе.
- •Ионное произведение воды.
- •Факторы, влияющие на растворимость осадков
- •Влияние одноименного иона на растворимость осадка
- •Одноименный ион - понижает растворимость осадка.
- •Указания к контрольной работе №2 (для этмо-1)
- •Компьютерная контрольная работа №2 (для этмо-1)
Растворы электролитов.
Согласно теории электролитической диссоциации, впервые предложенной Сванте Аррениусом, молекулы электролитов полностью или частично распадаются на противоположно заряженные ионы:
KCl K+ + Cl- Na2SO4 2Na+ + SO42-
К диссоциации способны не только нейтральные молекулы, но и ионы, например:
H2S H+ + HS- и далее HS- H++ S2-
Молекула ортофосфорной кислоты H3PO4 диссоциирует ступенчато по трем ступеням:
H3PO4 H+ + H2PO4-
H++HPO42-
H++PO43-
Степень электролитической диссоциации (α)показывает отношение числа продиссоциированных молекул к их общему числу:
α = или С1= Смαn,
где С1- концентрация ионов , См– молярная концентрация,
n– число ионов данного сорта.
Степень диссоциации (α) зависит от:
природы электролита, температуры, концентрации.
Пример 1. Определите концентрацию [H+] и [SO42–] в 0,2 н растворе серной кислоты (α принять равной 1) в моль/л и г/л.
Решение.
[H+]= Смαn; 0,2 н (H2SO4) = 0,1 М;H2SO42Н++SO42–;
n(2Н+)=2;n(SO42–)=1; [H+] =0,1·1·2 = 0,2 моль/л или 0,2·1 = 0,2 г/л;
[SO42–] = 0,1·1·1= 0,1 моль/л или 0,1·96 = 9,6 г/л, (96 - М.м.SO42–).
Пример 2. Вычислите концентрацию нитрат-ионов в 0,04 н растворе нитрата магния (в моль/л и г/л), если кажущаяся степень диссоциации соли составляет 65%.
Решение
[NO3–] = См α n, Mg(NO3 )2 Mg2+ +2NO3–; n(2NO3–)=2;
C(Mg(NO3 )2) = 0,04 н = 0,02 М;
[NO3–] = 0,02·0,65·2 = 0,026 моль/л или 0,026·62 = 1,612 г/л,
(62 - М.м NO3–).
По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на:
1) слабые α ≤ 0,03 (α ≤ 3%)
2) средние α = 0,03 – 30 (α= 3 – 30%)
3) сильные α > 0,3 (α>30%)
Экспериментально было установлено, что водные растворы электролитов не подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля, выведенным для неэлектролитов.
Так как при электролитической диссоциации суммарное число частиц (молекул и ионов) в растворе больше числа растворенных молекул, то в растворах электролитов относительное повышение давления насыщенного пара, повышение температуры кипения и замерзания растворов и осмотическое давление (ΔР/Р0,Δtкип.иΔtзам., Росм), определенных опытным путем, выше рассчитанных теоретически по законам для неэлектролитов.
Для того, чтобы математическое выражение законов Вант-Гоффа и Рауля были справедливыми и для разбавленных растворов электролитов, вводится поправочный коэффициент i–изотонический коэффициентили коэффициент Вант-Гоффа.
Для растворов электролитов формулы примут следующий вид:
ΔР = ;Δtкип.=iKmиΔtзам=iKm; Росм.=iСRТ.
Изотонический коэффициент представляет собой меру увеличения числа частиц в растворе электролита за счет диссоциации. Кроме того он показывает, во сколько раз экспериментально измеренные величины для электролитов, больше теоретически рассчитанных по законам для неэлектролитов:
Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации α:
i= 1 + α (k–1) или α = (i –1)/(k– 1),
где k – сумма частиц, образующихся при диссоциации:
Al2(SO4)3 2 Al3+ + 3 SO42- k = 2 + 3 =5.
Пример 3. Вычислить давление насыщенного пара раствора. содержащего 5,61 г КОН в 990 г воды при 400С. Степень диссоциации КОН α =0,87.Давление насыщенного пара воды при 400С составляет 7,37 кПа.
Решение.
Для вычисления давления насыщенного пара раствора электролита (Р) используем формулу:
Р0–Р =; выразив Р, получим:
Р = Р0; а изотонический коэффициентi= 1 + α (k–1) ;
КОН К++ ОН–,k= 2,i = 1 + 0,87(2 – 1) =1,87;
n=;N= Р = 7,37·кПа.
Пример 4. Температура кипения 3,2%-ного раствораBaCl2составляет 100,2080С. Вычислить степень диссоциации соли в растворе.
Решение.Раствор содержит 3,2 г соли на 96,8 г воды .
Δtкип= 100,208 – 100 = 0,2080 С;Δtкип.=iKm;m=;
i = Δtкип/Km, i =, α =
Пример 5.Вычислите осмотическое давление (при 170С) раствораNa2SO4, в 1 л которого содержится 7,1 г растворенной соли. Степень диссоциации соли в растворе составляет 0,69.
Решение.
Росм.=iСRТ;i= 1 + α (k–1);Na2SO42Na++SO42–;k=3;
R= 8,31 Дж/(моль·К); Смоль/л;
Росм=кПа.
Константа диссоциации– это константа равновесия системы,
возникающей в растворе слабого электролита, например:
HCNH++CN-
Применив закон действующих масс, получим выражение для константы диссоциации (К):
K- зависит: 1) от природы реагирующих веществ
2) от температуры
Зависимость степени диссоциации (α) от константы диссоциации (К) и концентрации дает закон разбавленияОствальда: α ≈.
С разбавлением число диссоциированных молекул в растворе увеличивается, а следовательно растет и степень электролитической диссоциации.
Пример 6. Константа диссоциации муравьиной кислоты НСООН, диссоциирующей по уравнению НСООНН++ СОО–,составляет 2,1·10–4. Вычислите α и [H+] для 0,3 М раствора этой кислоты.
Решение.
, что соответствует 2,64%.
[H+] =Cα = 0,3·2,64·10–2= 7,9·10–3 моль/л.
Степень диссоциации слабого электролита резко снижается при добавлении к нему сильного электролита с одноименным ионом.
Пример 7. Константа диссоциации хлорноватистой кислотыHClOравна 3·10–8. Какова степень диссоциации кислоты и [H+] в 0,1 М растворе? Как изменится [H+] , если к 1 л 0,1 М раствораHClOдобавить 60 г гипохлорита натрияNaClO, диссоциирующего при этом на 75%?
Решение.
HClOH++ClO–
Обозначим [H+] = [ClO–]=x; [HClO] ≈ 0,1 моль/л;
Концентрация ионов рассчитывается по формуле: С1= Смαn,
подставляя из закона Оствальда α, получаем:
а)[H+] =моль/л;
α = ;
б) Добавка 60 г NaClOс α = 0,75 изменит [ClO–].
См(NaClO) =моль/л; [ClO–]=0,8·0,75=0,6 моль/л
;x= [H+] = 5·10–9моль/л.
В присутствии одноименного иона [H+] уменьшились
в раз.