4.2. Семинар: Электролитическая диссоциация
1. Сильные и слабые электролиты. Расплавы, как растворители и электролиты.
2. Растворы сильных электролитов. Кажущаяся степень диссоциации.
3. Активность ионов и коэффициент активности. Ионная сила растворов.
4. Теории кислот и оснований (Аррениус, Бренстед, Льюис). Автопротолиз. Константа автопротолиза. Ионное произведение воды.
5. Сильные и слабые кислоты. Константа диссоциации. Связь ее со степенью диссоциации в растворе для бинарных электролитов. Факторы, определяющие силу кислот. Концентрация ионов водорода, рН.
6. Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием. Константа и степень гидролиза. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.
7. Буферные растворы.
Разделение электролитов на сильные и слабые зависит от доли продиссоциированных молекул, или степени диссоциации
(закон
разбавления Оствальда)
α ≥30% - сильные
α=3-30-% - средние
α<3% слабые электролиты.
К сильным электролитам относятся:
Кислоты - HNO3, H2SO4, HClO4, HCl, HBr, HI
Основания – KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
Соли, образованные щелочными металлами, нитраты, ацетаты.
Сильные электролиты в растворах обнаруживают свойства, не соответствующие их полной диссоциации на ионы. Так кажущаяся степень диссоциации у них менее 100% даже в разбавленных растворах. Это связано с тем, что в растворе ионы взаимодействуют между собой и с ионами растворителя.
Для оценки состояния ионов в растворе и учета межионных и межмолекулярных взаимодействий (снижающих реальную концентрацию иона в растворе) в теории растворов введена величина, называемая активностью, которая характеризует эффективную концентрацию иона. Это условная концентрация, отражающая поведение иона в химических реакциях.
.
Активность иона (его реальное поведение в растворе) от плотности и размеров ионной атмосферы, образующейся вокруг иона; эта зависимость отражается функцией, которая называется ионной силой µ.
,
Величина коэффициентов активностей зависит от величины ионной силы, вычислить их можно и по упрощенной формуле (для µ<0,01).
.
Пример, вычислить ионную силу раствора, содержащего 0,01 М HCl и 0,02 М Ca(NO3)2
По теории электролитической диссоциации кислота – вещество, способное отщеплять в водном растворе протон (ионы водорода), а основание – вещество, способное принимать протон.
Есть соединения, которые могут как отдавать, так и принимать протон – амфолиты.
Согласно
уравнению
(уравнение автопротолиза воды) вода
сама по себе образует ионы – гидроксоний
и гидроксид.
Если к уравнению автопротолиза применить закон действующих масс:
При t=250C KW≈10-14
Прологарифмировав уравнение автопротолиза получим следующее выражение
рН+pOH=14
Так как теоретически сильная кислота (основание) в растворе находится в полностью диссоциированном состоянии, то концентрация ионов водорода (гидроксид ионов) определяется концентрацией кислоты.
Например, рН раствора соляной кислоты
Аналогично рассчитывается и рН раствора сильного основания
Например, рН раствора гидроксида натрия
Растворы слабых кислот и слабых оснований в водных растворах диссоциируют незначительно. Для характеристики слабых протолитов используют понятия – степень диссоциации и константа диссоциации.
Например, для уксусной кислоты константа равновесия может быть записана так:
,
допустив, что
получим
.
Аналогично рассуждая константу диссоциации для основания можно записать:
,
отсюда
Водные растворы солей в зависимости от природы образующих их кислот и оснований могут быть кислотными, щелочными, нейтральными. Кислотность или основность водных растворов солей связана с протеканием в них реакций гидролиза. В широком смысле гидролиз – это любое взаимодействие вещества с водой. В более узком понимании – это реакция иона соли с водой. Так как большинство солей – сильные электролиты, находящиеся в водном растворе в виде ионов, то реакции гидролиза следует записывать в виде сокращенных молекулярно-ионных уравнений.
Например, записать уравнение гидролиза соли K3PO4:
Реакция совершается главным образом по первой ступени, чтобы осуществился гидролиз по второй и третьей ступени равновесие следует сместить вправо, в приведенном примере необходимо добавить H+, тем самым связав гидроксид - ионы в слабый электролит – воду
Запомните, что в уравнении гидролиза иона должна быть записана одна формула воды.
Смещение равновесия реакции гидролиза вправо может быть обусловлено образованием осадка или газа (выведение продуктов из реакции). Такой гидролиз называют полным или необратимым.
Например,
Для описания глубины протекания гидролиза используют также понятия степень гидролиза и рН раствора.
Для солей образованных сильной кислотой и слабым основанием (рН<7):
Для солей образованных сильным основанием и слабой кислотой (рН>7):
Растворы, сохраняющие постоянным значение рН при добавлении к ним кислоты или основания – буферные. Обычно это смесь слабой кислоты и её соли или слабого основания и его соли, в близких концентрациях.
Вычисляют [H+] и рН кислого буфера, например, смеси ацетата натрия и уксусной кислоты по формуле:
Для основного буфера, например, смеси хлорида аммония и раствора аммиака:
.
Задания для самостоятельной подготовки
1. Рассчитайте степень диссоциации 0,1М раствора азотистой кислоты. Кдисс = 4⋅10-4.
2. Вычислите рН 0.01М раствора аммиака Кдисс = 2⋅10-5.
3. Определите концентрацию синильной кислоты, при которой степень ее диссоциации равна 0.0001% . Кдисс = 7⋅10-10.
4. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего 2,0 М растворы хлорида аммония и аммиака. Кдисс = 2⋅10-5
5. Как измениться рН 100 мл раствора, содержащего по 0,5 моль ацетата натрия и уксусной кислоты при добавлении к нему 11,2 г гидроксида калия. Изменением объема пренебречь. Кдисс = 2⋅10-5.
6. Произведение растворимости некоторой соли КtАn, образованной сильной кислотой и слабым основанием равно 10-4. Определите рН насыщенного раствора этой соли, если константа диссоциации основания KtОН равна 10-4.
7. Определите концентрацию раствора щелочи, при взаимодействии которой с эквивалентным объемом 2М уксусной кислоты рН раствора стал равен 5. Кдисс= 2⋅10-5.