Контрольні питання:

1. Відхилення від законів Рауля, Вант – Гоффа. Ізотонічний коефіцієнт Вант - Гоффа.

2. Чому розчини електролітів виявляють зниження температури замерзання і більш підвищення температури кипіння, ніж еквімолекулярні розчини неелектролітів?

3. В чому полягає суть електролітичної дисоціації та її механізм?

4. Що називається ступенем дисоціації електроліту? Фактори від яких вона залежить.

5. В чому суть східчастої дисоціації? Що називається константою дисоціації?

6. Сильні та слабкі електроліти.

7. Закон розведення Освальда.

8. Теорія сильних електролітів Дебая – Хюккеля.

9. Теорія кислот і основ.

Задачі:

1. Складіть молекулярні рівняння реакцій, яким відповідають слідуючи іонно – молекулярні рівняння: а) SO₃^2- + 2H⁺ = SO₂ + H₂O, б) Pb²⁺ + CrO₄^2- = PbCrO₄, в) HCO^3- + OH^- = CO₃^2- + H₂O, г) ZnOH⁺ + H⁺ = Zn²⁺ + H₂O.

2. Константа дисоціації ціановодню (синильна кислота) дорівнює 7,9*10^-10. Знайти ступінь дисоціації цієї кислоти в 0,001М розчині.

3. Східчасті константи дисоціації сірководню К₁ та К₂ дорівнюють відповідно 6*10^-8 та 1*10^-14. Розрахувати концентрації іонів H⁺, HS^-, S^2- в 0,1М розчині кислоти.

4. Розчин, який містить 0,85г хлориду цинку в 125г води кристалізується при -0,23⁰С. Розрахувати ступінь дисоціації хлориду цинку.

5. Знайти ізотонічний коефіцієнт для 0,2М розчина електроліту, якщо відомо, що у 1 л цього розчину міститься 2,18*10²³ частинок (молекул та іонів) розчиненої речовини.

Лабораторна робота № 18. Розчини електролітів

Мета роботи – ознайомитися з класифікацією провідників, іонним добутком води та водневим показником та властивостями буферних систем. Навчитися складати рівняння гідролізу.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

Чиста вода за звичайних умов незначною мірою проводить електричний струм. Це пояснюється тим, що при­близно лише одна з 10 млн. молекул дисоціює на іони: Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^-; ∆Н = 57,3 кДж.

Константа дисоціації води () за ст. у. (298 К) дорівнює 1,8*10^-16. Цей процес є ендотермічним і зворотним до реакції нейтралізації сильної кислоти силь­ною основою. Внаслідок незначної дисоціації можна вва­жати, що концентрація недисоційованої частини (молекул Н₂О) є сталою. Розрахуємо [Н₂О], прийнявши до уваги, що маса 1 л води за звичайних умов близька до 1000г (точно 1000 г за 4°С):

Перенесемо сталі члени у виразі константи дисоціації в ліву частину:

Це означає, що за певної температури добуток К • [Н₂О] є сталою величиною. За 298 К він дорівнює 1,8*10^-16 * 55,56 = 10^-14 і називається іонним добутком води Кв.

К_в = [Н⁺] • [ОН^-] = 10^-14. (1)

К_в - є сталою величиною не тільки в чистій воді, а й у роз­бавлених водних розчинах кислот, основ і солей, коли кон­центрація розчиненої речовини істотно менша від концентрації води. Умовно межею розбавлених розчинів можна вважати такі, концентрація розчиненої речовини в яких не перевищує 1 моль/л, тобто не більше 2% молярної концентрації води.

Іонний добуток залежить від температури. За нагрі­вання, згідно з принципом ле Шательє, посилюється про­цес, що йде з поглинанням теплоти, тобто процес утворення іонів. Тому іонний добуток води збільшується: при 0; 25 і 100°С його значення відповідно дорівнюють 0,13*10^-14, 1*10^-14 і 76*10^-14.

У чистій воді та нейтральних розчинах солей і неелектролітів виконується умова: [Н⁺] = [ОН^-]. Оскільки добу­ток цих величин дорівнює К_в, то: [Н⁺] = [ОН^-] = √Кв

За температури 298 К, коли К_в =10^-14, [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7моль/л.

У розчинах кислот [Н⁺] збільшується. Рівновага про­цесу дисоціації води зсувається так, щоб послабити зрос­тання концентрації цих іонів, тобто в бік недисоційованих молекул води.

Тому концентрація іонів ОН^- зменшується, а іонний добуток К_в залишається сталим. У кислому се­редовищі [Н⁺] > 10^-7 моль/л, а [ОН^-] <10^-7 моль/л.

У розчинах лугів [ОН^-] > 10^-7 моль/л. Рівновага дисо­ціації води також зсувається в бік утворення молекул води і концентрація іонів Н⁺ зменшується. Отже, в лужних розчинах [Н⁺] < 10^-7 моль/л, а добуток концентрацій іонів Н⁺ і ОН^- (тобто К_в) також не змінюється.

Для характеристики кислотності середовища зручно ко­ристуватися водневим показником рН, який дорівнює від'ємному десятковому логарифму активності іонів гід­рогену: рН = -lg a_н+

Щодо розбавлених розчинів, можна вважати, що а_н+ =[Н⁺], тому:

рН =- lg [Н⁺]. (2)

У чистій воді та в нейтральних середовищах, де [Н⁺] = 10^-7 моль/л, рН =-lg 10^-7 =7. У кислих середовищах, де [Н⁺] > 10^-7, значення рН < 7 і в лужних середовищах, де [Н⁺] < 10^-7 моль/л, значення рН > 7.

Таким чином, у розведених водних розчинах, коли концен­трація сильної кислоти або лугу не перевищує 1 моль-екв/л, за 298 К (25°С) можна прийняти, що у кислому середовищі значення рН змінюється в межах від 0 до 7, а в лужному від 7 до 14, виключаючи саме значення 7 (нейтральне се­редовище). Наведені значення рН є дещо наближеними, оскільки в розрахунках нехтували різницею між актив­ними та аналітичними концентраціями іонів.

На практиці для визначення рН середовища використо­вують індикатори та спеціальні вимірювальні прилади іонометри (рН-метри).

Поряд з показником рН використовують показник рОН:

рОН = - lg [ОН^-]. (3) Виходячи зі значення іонного добутку води Кв , при 295К

рН + рОН = 14 (4)

У випадках розрахунку рН розчину лугу слід скористатися наведеною схемою для обчислення рОН, а потім знайти рН:

рН = 14 – рОН

При розрахунках рН водних розчинів слабких кислот і основ слід враховувати оберненість процесу їх електролітичної дисоціації (α < 1):

СН₃СОO^- + Н⁺ = СН₃СООН

Концентрація Н⁺ в розчинах слабких кислот і концентрація іонів ОН^- в розчинах слабких основ чисельно дорівнюють концентрації продисоційованих молекул електроліту, а не вихідній концентрації розчину, як у випадку сильних кислот і основ.

При розрахунку водневого показника середовища водних розчинів сильних кислот і основ слід враховувати не оберненість процесу їх електролітичної дисоціації (α = 1).

НС1 → Н⁺ + СI^-

Концентрація іонів Н⁺ в розчинах сильних кислот та концентрація іонів ОН^- в розчинах лугів чисельно дорівнюють полярності розчинів.

Щоб розрахувати значення водневого або гідроксильного показників середовища, необхідно знати активність а_ОН^- = ƒ_ОН^- - С_ОН^-.