хімія методичка
.pdfМІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ НАЦІОНАЛЬНИЙ УНІВЕРСИТЕТ “ЛЬВІВСЬКА ПОЛІТЕХНІКА”
ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ. ЙОННІ РІВНЯННЯ. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ
Методичні вказівки, завдання для самостійної роботи та інструкції до лабораторної роботи з курсу загальної хімії
для студентів нехімічних спеціальностей
Затверджено на засіданні кафедри загальної хімії Протокол № 7 від 25.02. 2010p.
Львів 2010
Електролітична дисоціація.Йонні рівняння.Гідроліз солей.: Методичні вказівки, завдання для самостійної роботи та інструкції до лабораторної роботи з курсу загальної хімії для студентів нехімічних спеціальностей.: В.М.Кисленко, Л.П. Олійник.
Львів: Видавництво Національного університету “Львівська політехніка”, 2010. – 23с.
Укладачі |
д.х.н., проф. В.М. Кисленко |
|
к.х.н., доц., Л.П. Олійник |
Відповідальний за випуск |
д.т.н., проф.В.Л. Старчевський |
проф. каф. ЗХ, д.х.н. Никипанчук М.В. Рецензенти доц. каф ЕО, к.т.н. Петрушка І.М.
2
1. ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ.
ЙОННІ РЕАКЦІЇ ОБМІНУ В РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ.
Згідно з теорією електролітичної дисоціації речовини поділяються на
дві групи: електроліти і неелектроліти.
Електроліти - це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. Носіями електричного струму в електролітах є утворені йони.
Неелектроліти - це речовини, які в розчиненому або в розплавленому стані перебувають у вигляді молекул і електричного струму не проводять.
Електролітична дисоціація - це процес розпаду електролітів на йони під впливом полярних молекул розчинника (Н2О, спирти, рідкий аміак та інші). Величинами, які кількісно характеризують здатність речовини до електролітичної дисоціації, є ступінь електролітичної дисоціації ( ) і константа дисоціації (КД)
Ступінь електролітичної дисоціації дорівнює відношенню числа молекул, які розпалися на йони (n), до загального числа молекул розчиненого електроліту (N):
Nn
Його значення подається в частках одиниці або у відсотках і змінюється від 0 (для неелектролітів) до 1(100%) при повній дисоціації електроліту. Серед неорганічних сполук електролітами є розчинні у воді кислоти, основи і солі. Залежно від ступеня електролітичної дисоціації ( ) електроліти поділяються на сильні, середні і слабкі:
Електроліт |
Слабкі |
Середні |
Cильні |
и |
α < 3 % |
3 % <α < 30 % |
α > 30 % |
|
|
|
|
Кислоти |
HCN, H2S, H2SiO3, |
HF, H2SO3, |
HNO3, H2SO4, |
|
H2CO3, HNO2, |
H3PO4 та інші |
HCI, HCIO4, HJ, HBr |
|
CH3COOH |
|
|
Основи |
NH4OH, |
- |
Луги-гідратні форми |
|
нерозчинні |
|
оксидів металів І«А» гр. |
|
|
|
і з ІІ «А»гр. Са(ОН)2, |
|
|
|
Ba(OH)2, Sr(OH)2 |
|
|
|
|
Солі |
HgCl2, Hg2Cl2 |
- |
Розчинні |
|
|
|
|
3
При розв’язуванні задач завжди подається в частках одиниці. Електролітична дисоціація - це оборотний, рівноважний процес, який
відбувається в розчині слабкого електроліту між молекулами та йонами. До таких процесів можна застосувати закони хімічної рівноваги і подати вираз для константи рівноваги. Наприклад, для процесу дисоціації такого слабкого електроліту, як нітритна кислота:
HNO2 H NO2
вираз для константи дисоціації матиме такий вигляд:
[H ] [NO |
] |
K д |
[HNO2 ] |
2 |
|
|
|
де [H+ ], [NO2- ], [HNO2], рівноважні концентрації йонів і молекул. Величина Кд не залежить від концентрації електроліту, а залежить тільки від природи електроліту і розчинника та від температури.
Взаємозв’язок між величинами і Кд для розбавлених лабких
електролітів відомий |
під назвою |
закону розбавлення Оствальда. |
||
Математичний вираз його має вигляд: |
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
Kд |
|
|
|
с , |
|||
|
|
|
||
де Кд - константа дисоціації;
α- ступінь електролітичної дисоціації;
с- мольна концентрція електроліту;
Ступінь електролітичної дисоціації (α) залежить:
а) від концентрації електроліту (з ростом концентрації зменшується); б) температури; в) природи електролітів;
г) наявності в розчинах сторонніх йонів.
На основі закону Оствальда розраховують значення величин , Кд та концентрації електроліту і його йонів.
У не дуже розбавлених розчинах електролітів потрібно враховувати не концентрацію йонів, та їх активність.
Активність йонів - це ефективна, умовна концентрація.
а = f * с, де
а - активність йонів;
f - коефіцієнт активності; с - концентрація йонів.
При записуванні рівнянь електролітичної дисоціації необхідно враховувати не тільки баланс атомів в обох частинах рівнянь, але й баланс зарядів йонів.
4
Приклади рівнянь електролітичної дисоціації для електролітів різних груп :
сильних кислот:
H2SO4 2H SO42 |
б 30% |
||
HNO3 H |
NO3 |
б 30% |
|
сильних основ: |
|
|
|
NaOH Na |
OH |
|
б 30% |
Ca(OH)2 Ca2 2OH |
|
б 30% |
|
солей: |
|
|
|
Na2SO4 |
2Na SO42 |
|
б 30% |
Ba(NO3 )2 Ba2 2NO3 |
б 30% |
||
Cередні і слабкі електроліти (кислоти і основи) дисоціюють постадійно, при чому ступінь дисоціації кожної наступної стадії зменшується. При записі рівнянь дисоціації, необхідно враховувати баланс зарядів на кожній стадії (рівність суми зарядів в лівій і правій частинах рівняння).
Середні кислоти:
H3 PO4 |
H H2 PO4- |
б1 |
30% |
H2 PO4 H HPO42 |
б2 |
б1 |
|
HPO42 |
H PO43- |
б3 |
б2 |
Слабкі основи:
Fe(OH)3 |
Fe(OH)2 OH |
б1 |
3% |
Fe(OH)2 FeOH2 OH |
б2 |
б1 |
|
FeOH2 |
Fe3 OH |
б3 |
б2 |
У випадку кислих і основних солей, слід мати на увазі, що процес їх дисоціації здійснюється у дві стадії: перша, як сильного електроліту - солі і друга - дисоціація утвореного на першій стадії йону - як слабкого електроліту.
Наприклад:
Кислі солі:
Ca(HCO3 )2 Ca 2 2HCO3 |
І стадія; > 30% |
|||
- |
= H |
+ |
2- |
II стадія; < 3% |
HCO3 |
|
+ CO3 |
||
5
Основні солі:
CuOHCl CuOH Cl |
І стадія; > 30% |
CuOH+ = Cu2+ + OH- |
II стадія; < 3% |
Для того, щоб встановити напрям перебігу реакцій з участю електролітів в розчині, рівняння хімічних реакцій представляють в йонному (йонно -
молекулярному) вигляді. В йонно-молекулярних рівняннях сильні (які
добре дисоціюють) електроліти записують у йонному вигляді, а слабкі і середні електроліти, нерозчинні і газоподібні речовини - молекулярному вигляді. При складанні таких рівнянь спочатку необхідно написати молекулярне рівняння, відтак повне йонно-молекулярне, а потім скорочене йонно-молекулярне рівняння (скоротити одинакові йони в обох частинах). В йонно-молекулярному рівнянні повинен зберігатися баланс зарядів.За скороченими йонно-молекулярними рівняннями можна встановити які саме йони і молекули беруть участь у реакції і напрям перебігу реакції.
Приклад 1. Напишіть молекулярні повні та скорочені йонно-молекулярні рівняння реакції взаємодії між такими речовинами у водному розчині:
а) К2S i HCI; |
б) NiSO4 i NaOH; |
в) AI(OH)3 i NaOH; |
||||
|
г) NaHCO3 i KOH; |
д) (CuOH)NO3 i HNO3. |
||||
Розв’язок. |
|
|
|
|
|
|
а) K2S + 2 HCI = 2 KCI + H2S - молекулярне рівняння |
||||||
2 К+ + S2 - + 2 H+ |
+ 2 CI- |
= 2 K+ + 2 CI- + H2S - повне йонно- |
||||
молекулярне рівняння |
|
|
|
|
||
S2 - + 2 H+ |
= H2S - скорочене йонно-молекулярне рівняння |
|||||
б) NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2 |
+ Na2SO4 |
|
|
|||
Ni2 + + SO42 - + 2Na+ + 2OH - = Ni(OH)2 |
+ 2Na+ + SO4 |
2 - |
||||
Ni2 + + 2OH - = Ni(OH)2 |
|
|
|
|||
в) АІ(ОН)3 + 3NaOH = Na3AIO3 + 3H2O |
|
|
||||
AI(OH)3 + 3Na+ + 3OH - = 3Na+ + AIO33- + 3H2O |
|
|||||
AI(OH)3 + 3OH - = AIO33- + 3H2O |
|
|
||||
г) 2NaHCO3 + 2KOH = Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O |
|
|||||
2Na+ + 2НСО3 |
- + 2К + + 2ОН- = 2Na+ + CO32 - + 2K+ + CO32- + 2H2O |
|||||
HCO3 |
- + OH - = CO32 - + H2O |
|
|
|||
6
д) (CuOH)NO3 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
CuOH+ + NO3 - + H+ + NO3- = Cu2 + + 2NO3- + H2O CuOH+ + H+ = Cu2 + + H2O
Необхідно врахувати, що реакції (а) і (б) протікають практично до кінця, тому що в результаті реакції відбувається зв’язування йонів з утворенням слабкого електроліту (Н2S) і осаду (Ni(OH)2), а реакції (в), (г), (д) рівноважні і положеннярівноваги зміщено в бік утворення слабшого електроліту (Н2О).
Кожному скороченому йонно-молекулярному рівнянню може відповідати декілька молекулярних рівнянь.
При складанні молекулярного рівняння за даним скороченим йонномолекулярним рівнянням необхідно врахувати, що кожному йону в йонномолекулярному рівнянні повинен відповідати сильний електроліт в молекулярному рівнянні. Тому при переході від скороченого до повного йонно-молекулярного рівняння до кожного йона необхідно додати такі протилежно заряджені йони, щоб цій парі відповідав сильний електроліт.
Приклад 2. Складіть молекулярні рівняння реакції, які виражені скороченими йонно-молекулярними рівняннями:
а) АІ(ОН)3 + 3 Н + = АІ 3 + + 3 Н2О б) НСО3 - + ОН - = Н2О + СО2
Розв’язок.
а) повне йонно-молекулярне рівняння:
АІ(ОН)3 + 3 H + + 3 CI - = AI 3 + + 3 CI - + 3 H2O
(як протийон до Н+ використано йон СІ- оскільки пара цих йонів утворює
сильний електроліт НСІ). |
|
|
молекулярне рівняння: |
|
|
АІ(ОН)3 + 3НСІ = АІСІ3 + 3Н2О |
|
|
б) повне йонно-молекулярне рівняння: |
|
|
Na + + HCO3 |
- + Na + + OH - = H2O + 2 Na + + CO3 |
2 - |
молекулярнерівняння:
NaHCO3 + NaOH = H2O + Na2CO3
Йонні реакції обміну в розчинах електролітів
Реакції за участю електролітів протікають у напрямку утворення неелектроліту або слабкого електроліту. Ці реакції практично протікають до кінця в таких випадках:
7
а) при утворенні осаду важкорозчинних речовин:
AgNO3 + NaCI = AgCI↓ + NaNO3
скорочене йонно-молекулярне рівняння буде мати вигляд:
Ag+ + CI - = AgCI
б) при утворенні газоподібних летких речовин:
Na2CO3 + 2HCI = 2NaCI + CO2 ↑ + H2O
або йонно-молекулярне рівняння реакції:
СO32 - + 2H+ = CO2 + H2O
в) при утворенні малодисоційованих речовин (слабких електролітів), як вода, комплексні йони і інші.
NaOH + HCI = NaCI + H2O
або йонно-молекулярне рівняння реакції:
OH - + H + = H2O
при утворенні комплексних йонів:
FeCI3 + 6 KCNS = K3[Fe(CNS)6] + 3KCI
або йонно-молекулярне рівняння реакції:
Fe3 + + 6CNS - = [Fe(CNS)6]3--
Повторимо, що при складанні йонно-молекулярних рівнянь реакцій всі сильні електроліти записуються в йонній формі. Середні і слабкі електроліти та неелектроліти записуються в молекулярній формі.
2. Йонний добуток води, рН розчинів
Вода - дуже слабкий електроліт, який слабо дисоціює з утворенням йонів Н+ i OH -. Для характеристики процесу дисоціації води можна
застосувати закон діючих мас.
Н2О ↔ Н + + ОН -, тоді:
[H ] [OH ] |
K |
|
|
, |
|
[H2O] |
H2 |
O |
|||
|
|
||||
|
|
|
|
де КД (Н2О) - константа дисоціації води; значення якої при 220С дорівнює 1,8*10-16
[H2O] - концентрація недисоційованих молекул води, що перебувають в стані рівноваги з йонами водню (Н+) і гідроксид - йонами (ОН -).
Концентрацію недисоційованих молекул води можна вважати сталою величиною для розбавлених розчинів:
[H2O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55.5 моль/л тоді
[H+] [OH-] = 1.8 10 - 16 55.5 = 10 - 14 (моль/л)2
Отже, добуток концентрації йонів водню і гідроксид-йонів при постійній температурі є величиною сталою. Ця величина називається йонним добутком
8
води і позначається (Ін2о). При 22 0С Ін2о = 10- 14. Зазначимо, що ця величина постійна не тільки для чистої води, а й для розбавлених розчинів і залежить
тільки від температури. У нейтральному середовищі:
[H+] = [OH-] = (10 - 14 )1/2= 10 - 7 моль/л
Урозчинах кислот концентрація йонів водню є більшою, ніж 10-7 моль/л,
ав розчинах лугів - навпаки, меншою. Для зручності розрахунків прийнято
замість концентрації йонів водню користуватися поняттям - показник концентрації йонів водню - рН.
Математично величини [H+] і рН взаємозв’язані залежністю
рН = - lg [H +].
Значення величин [H +] і рН у водних розчинах змінюються так:
10 0 |
10-1 |
|
10-2 |
. . |
10-6 |
10 -7 |
10 –8 |
. . |
10-12 |
10-13 |
10 -14 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
0 |
1 |
|
2 |
.. |
6 |
7 |
8 |
.. |
12 |
13 |
14 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Збільшення кислотності |
|
нейтральне |
Збільшення лужності |
|
|||||||
----------------------------- |
|
|
|
→ |
|
------------→ |
------------------------- |
|
|
→ |
|
(середовище кисле) |
|
|
середовище |
(середовище лужне) |
|
||||||
|
|
рН < 7 |
|
|
рН = 7 |
|
|
pH > 7 |
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Практично нейтральним вважають середовище розчинів, значення рН яких знаходиться в межах 6 - 8.
Приклад 1. Знайти рН розчину, в якому [H+] = 3,4 *10-4.
рН = -lg [H+] = -lg (3,4 *10-4) = 3,47.
Приклад 2. Знайти [ОН-] в розчині, рН якого рівне 2,32.
рН = -lg [H+] ; lg [H+] = -2,32
[H+] = 4,78 *10-3 моль/л,
[OH-] = Ін2о / [H+] = 10-14/(4,78 *10-3) = 2,09*10-12 моль/л
Приклад 3. Обчислити рН 0,15н. розчину HCl α =1. HCl ↔ H+ + Cl-
[H+] = [HCl]* α
[H+] = 0,15 *1 = 0,15моль/л
рН = -lg [H+] = -lg[0,15] = 0,824.
Приклад 4. Обчислити рН 0,15н. розчину оцтової кислоти (Кдисоц.= 1,8*10-5), α =1.
9
CH3COOH↔ H+ + CH3COO-
[CH3COOH] =[CH3COOH]0
Кдисоц. = ([H+]*[CH3COO-])/[CH3COOH]
[H+] = (K*C)1/2 = (1,8*10-5*0,15) 1/2 = (2,7*10-6) 1/2
рН = -lg [H+] = - lg [(2,7*10-6) 1/2] = -1/2 lg (2,7*10-6) = 2,835.
рН розчинів можна визначити хімічним шляхом за допомогою кислотно-основних індикаторів або спеціальних приладів - рН - метрів.
Індикатори - це слабкі основи або кислоти (барвники органічного походження), які при зміні рН розчину змінюють свою структуру й відповідно забарвлення.
Наприклад:
Н Іnd |
= |
Н + + Іnd - |
забарвлення І |
забарвлення ІІ |
|
або |
|
|
Іnd ОН |
= Іnd + + ОН - |
|
забарвлення І |
забарвлення ІІ |
|
Кожний індикатор має певний інтервал рН, в якому відбувається зміна його забарвлення. Цей інтервал називається інтервалом переходу індикатора. Якщо інтервал переходу знаходиться в межах рН<7, індикатор може використовуватися для визначення кислотного середовища (метилоранж), якщо рН>7 - для визначення лужного середовища (фенолфталеїн).
Індикатор |
Інтервал |
рН |
|
|
|
переходу |
|
Забарвлення індикатора |
|
|
забарвлення |
|
|
|
|
Індикатора |
|
|
|
|
|
|
|
|
метилфіолет |
1,0-3,0 |
|
Жовто-зелений |
Фіолетовоголубий |
|
|
|
рН<1 |
pH>3 |
|
|
|
|
|
Метиловий - |
3,1- 4,4 |
|
Червоний |
Жовтий |
оранжевий |
|
|
рН< 3,1 |
pH>4,4 |
|
|
|
|
|
Лакмус |
5,0 – 8,0 |
|
Червоний |
Синій |
|
|
|
рН<5 |
pH>8 |
|
|
|
|
|
Фенолфталеїн |
8,3 – 10,0 |
|
Безбарвний |
Червоний |
|
|
|
рН< 8.3 |
pH>10 |
|
|
|
|
|
Індигокармін |
12,0 – 14,0 |
|
Голубий |
Жовтий |
|
|
|
рН<12 |
pH>14 |
|
|
|
|
|
10