- •1 Растворы
- •2. Способы выражения концентрации растворов
- •2.1 Массовая доля (с%)
- •2.2 Молярная концентрация (См)
- •2.3 Моляльная концентрация (Cm)
- •2.4 Молярная концентрация эквивалента (сn)
- •2.5 Мольная доля (с)
- •2.6 Закон эквивалентов в объемном анализе
- •3. Свойства идеальных растворов
- •3.1 Осмос. Закон Вант - Гоффа
- •3.2 Законы Рауля
- •Криоскопические и эбуллиоскопические константы
- •4 Растворы электролитов
- •4.1 Степень диссоциации
- •Сильные кислоты Сильные основания Примеры растворимых солей
- •4.2 Диссоциация кислот
- •4.3 Диссоциация оснований
- •4.4 Диссоциация солей
- •4.5 Константа диссоциации
- •4.6 Закон разбавления Оствальда
- •Константы диссоциации слабых электролитов при 25 0с
- •4.6 Применение законов идеальных растворов к разбавленным растворам электролитов
- •4.7 Направление реакций обмена в растворах электролитов
- •Пример 2 Составьте сокращенные ионно- молекулярные уравнения реакций обмена к следующим молекулярным уравнениям:
- •4.8 Растворимость. Произведение растворимости
- •4.9 Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН)
- •Шкала рН
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Степень гидролиза. Константа гидролиза
- •6 Комплексные соединения
- •6.1 Номенклатура комплексных соединений
- •6.2 Константа нестойкости комплексных соединений
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •7 Основы электрохимии
- •7.1 Гальванический элемент (гэ)
- •7.2 Направление окислительно-восстановительных реакций
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •8 Дисперсные системы
- •8.1 Классификация дисперсных систем по размеру частиц
- •Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию
- •Классификацияжидких дисперсных систем по устойчивости
- •8.4 Методы получения дисперсных систем
- •8.5 Удельная и суммарная поверхностьраздела фаз
- •8.6 Адсорбция
- •8.6 Строение коллоидной частицы (золя)
4.4 Диссоциация солей
Соли – это электролиты, которые диссоциируют в растворе на катионы металлов (и NH4+) и анионы кислотных остатков. Как было сказано выше, соли по своему составу бывают кислые, основные и средние. Кислые соли характерны для слабых многоосновных кислот, основные – для слабых многокислотных оснований, а средние соли могут быть образованы как сильными, так и слабыми кислотами и основаниями. Однако независимо от состава, соли первично диссоциируют на катион металла и кислотный остаток.
Средняя соль AICI3 AI+3 + 3CI- , ZnSO4 Zn+2 + SO42- .
Кислая соль KHCO3 K+ + HCO3- NaH2PO4 Na+ + H2PO4
Основная соль- ZnOHCI ZnOH+ + CI- Cr(OH)2NO3 Cr(OH)2+ + NO3-
Молек. форма катион кислотный остаток Молек. форма катион кислотный остаток.
Изменение ионного состава раствора за счет вторичной диссоциации кислых и основных солей в настоящем практикуме не рассматривается ( HCO3- Н+ + CO32- или ZnОН+ Zn+2 + ОН-).
4.5 Константа диссоциации
Процесс диссоциации электролитов является равновесным и, как любой равновесный процесс, характеризуется константой равновесия, которая в этом случае называться константой диссоциации. Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты, которая протекает по уравнению:
CH3COOH CH3COO- + H+
молекулярная форма ионная форма
Поскольку уксусная кислота является слабым электролитом, то равновесие процесса диссоциации сдвинуто в сторону молекулярной формы кислоты. Запишем выражение для константы равновесия этого процесса по закону действующих масс:
[H+]рав [CH3COO-]рав
Крав =Кдис = = 1,8 10-5
[CH3COOH]рав
По своему смыслу Кдис определяет степень необратимости процесса диссоциации. Кдис не зависит от концентрации слабого электролита в растворе, а зависит только от температуры и природы электролита. Значение Кдис говорит о силе электролита - чем больше значение Кдис , тем сильнее электролит.
HCN H+ + CN- Кдис = 4 10-4
HNO2 H+ + NO2- Кдис = 7,2 10-10
Из сравнения значений Кдис для уксусной, синильной и азотистой кислот видно, что HCN сильнее HNO2 , а уксусная кислота - сильнее HNO2, но слабее HCN.
Для слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований, диссоциация которых происходит ступенчато, каждая ступень является процессом равновесным и характеризуется своей констатой диссоциации.
H2CO3 H+ + HCO3- I ступень диссоциации К1дис = [H+] [HCO3-] / [H2CO3] = 4,3 10-7
HCO3- H+ + CO32- II ступень диссоциации К2дис = [H+][CO32-] / [HCO3-] = 5,6 10-11
H2CO3 2H+ + CO32 - Суммарный процесс Кдис = К1дис К2дис = [H+]2 [CO32-] / [H2CO3] =2 10-17.
Zn(OH)2 ZnOH+ + OH- I ступень диссоциации К1дис = [ZnOH+] [OH-] / [Zn(OH)2]= 10-6
ZnOH+ Zn2+ + OH- II ступень диссоциации К2дис = [Zn2+] [OH-] / [ZnOH-] = 10-11
Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH- Суммарный процесс Кдис = 10-6 *10-11 = [Zn2+] [OH-]2 / [Zn(OH)2] =10-17.
ЗАДАЧИ
Напишите уравнения диссоциации кислот. Для слабых многоосновных кислот напишите уравнения ступенчатой диссоциации.
а) НNO3, H3AsO3, H2SiO3, HI, HCIO2, H3SbO4, H2S.
б) НNO2, H3РO3, H2СO3, HBr, H2Se, HCIO3.
в) Н3NbO3, H3РO4, H2СO3, HBrO2, CH3COOH, H2SeO4.
Для выделенных кислот из справочника выпишите значения Кдис.
Напишите уравнения диссоциации оснований . Для слабых многокислотных оснований напишите уравнения ступенчатой диссоциации:
а) LiOH, Mg(OH)2, Pb(OH)4, Zn(OH)2, Sn(OH)2, NH4OH
б) NaOH, Ca(OH)2, AI(OH)3, Sr(OH)2, RbOH
в) KOH, Ba(OH)2, Bi(OH)3, Cr(OH)2, CsOH
Напишите уравнения диссоциации солей. Для кислых и основных солей напишите уравнения первичной диссоциации:
а) АlСl3, KNO3, (CuОН)2SO4, NaНCOз, (NH4)2S, Fe(OH)2NО3, CuCl2.
б)BaCl2, РbОН(NО3)3, К2НРO4, Na2SO3, ZnBr2, СrOH(NО3)2, СoCI3 LiNO2
в)К2НAsO3, СrОН(NО3)2, CuОНI, (NН4)2СО3, (СН3СОО)2Ва, NаH2РO4, Nа3AIO3
г)ВiOН(NО3)2, (CuOH)2SO4, FeCl3, CaCI2, Аl2(SO4)3 NaHSO3; Ni(NО3)3, KHS.
.Выпишите из справочника Кдис следующих слабых кислот и решите, какая из них сильнее:
а) Н3PO4 по 2 - й ступени или Н2SO3 по 2 –й ступени; б) Н2S или H2CO3;
в) НCNS или HCN; г) Н3PO3 по 2-й ступени или HNO2;
д) Н3AsO3 или Н3PO3; е) H2CO3 или Н3PO3 по 2-й ступени.