Растворы слабых электролитов
Сущность и классификация электролитов как веществ, способных проводить электрический ток. Логарифмические показатели кислотности. Особенности закона действующих масс для диссоциации слабого электролита, влияние заданного рН на степень диссоциации.
| Рубрика | Химия |
| Вид | контрольная работа |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 13.07.2013 |
| Размер файла | 1,3 M |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
РАСТВОРЫ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Классификация электролитов
1. а) Электролиты -- это вещества, которые при взаимодействии с растворителем образуют ионы, что придает раствору способность проводить электрический ток.
б) Электролиты делят на сильные и слабые.
I. В случае сильных электролитов реакция образования ионов является необратимой, например:
II. В случае же слабых электролитов эта реакция -- обратимая, и для нее существует константа равновесия. Например, для уксусной кислоты имеем:
Константа диссоциации записана через равновесные концентрации. Но более правильно, как нам известно (п. 8.10), записывать ее через равновесные активности:
2. Электролиты подразделяются на кислоты и основания. Условимся придерживаться представления Бренстеда-Лоури.
а) Кислота -- это донор протона; отдавая протон (в реакции диссоциации), она переходит в сопряженное основание, а основание -- это акцептор протона; связывая протон, основание превращается в сопряженную кислоту.
Схематично это выглядит так:
б) Для кислот приведенная запись очевидна. А для оснований возможны две ситуации:
I. действительное присоединение протона, например:
II. диссоциация гидроксил-иона:
Во втором случае, с учетом реакции ассоциации гидроксила с протоном, получается суммарная реакция, в которой основание, согласно данному выше определению, формально связывает протон (после чего отщепляется вода; но дегидратация уже не меняет кислотно-основного состояния вещества).
в) Следовательно, и для слабых кислот, и для слабых оснований можно записать единое уравнение:
Заряды RH и R не указываются, т.к. для разных веществ они могут быть различными.
3. а) Кислотно-основные свойства и у слабых кислот, и у слабых оснований можно характеризовать константой кислотности (что мы уже видели на примере уксусной кислоты (11.2,б-в)):
Размещено на http://www.allbest.ru/
б) Но для оснований часто пользуются также константами основности Кb , например:
в) Какова связь Kb с Ka? Для той же кислотно-основной пары, аналогично (11.5, в), можно записать:
(Концентрация воды в процессе подобных реакций практически не меняется; поэтому ее при расчете констант Ka не учитывают). Нетрудно видеть, что
где Kw-- ионное произведение воды.
Отсюда следуют два вывода.
I. Во-первых, поскольку постоянны величины Kb и Ka, то постоянно (при данной температуре) и произведение концентраций (активностей) протонов и гидроксилов.
II. Во-вторых, это произведение позволяет рассчитать любую из констант Kb и Ka, если известно значение другой из них.
Логарифмические показатели кислотности
1. а) Абсолютные значения вышеприведенных характеристик кислотности среды ([H+], [OH-]) и слабых электролитов (Ka, Kb) весьма малы: их можно представить в виде 10-х, где обычно (хотя не всегда!) х > 1.
б) Поэтому чаще пользуются не самими этими характеристиками, а их логарифмами, взятыми с обратным знаком (т.е. величинами х из вышеприведенного представления 10-х):
Размещено на http://www.allbest.ru/
(Точнее, в выражениях для рН и рОН должны фигурировать активности соответствующих ионов, а не концентрации.)
Получим два ключевых соотношения для этих показателей.
2. а) Первое соотношение касается суммы рН и рОН. Оно исходит из уравнения диссоциации воды:
Размещено на http://www.allbest.ru/
б) Константа равновесия этой реакции равна
в) Но диссоциирует очень малая часть воды; поэтому равновесная концентрация недиссоциированной воды практически равна общей концентрации воды:
Подставляя эту величину в (11.13), получаем значение ионного произведения воды:
г) И, наконец, переходя к логарифмической форме, находим:
Размещено на http://www.allbest.ru/
3. а) Это соотношение справедливо не только для чистой воды, но и для раствора любого электролита. Действительно, оно следует просто из константы KH2O, которая не зависит от присутствия других веществ.
б) Но для чистой воды, согласно уравнению ее диссоциации (11.12, б),
в) Заметим: из (11.16) вовсе не следует, что возможные значения рН и рОН заключены в пределах от 0 до 14. Так, пусть с(НС1) = 3 М. Соляная кислота -- сильный электролит, т.е. диссоциирует полностью. Известно, что при данной концентрации коэффициент активности равен г(НС1) = 1,3. Отсюда
4. а) Получим второе соотношение, связывающее логарифмические показатели кислотности. Для этого достаточно прологарифмировать выражение, определяющее константу диссоциации слабой кислоты (11.7):
Размещено на http://www.allbest.ru/
б) Как видим, ничего принципиально нового полученное уравнение не содержит. Это всего лишь иной вариант записи закона действующих масс для диссоциации слабого электролита. Используя его или изначальное выражение (11.7), рассмотрим следующие две ситуации.
Пусть слабый электролит находится в растворе с заданным рН. Тогда уравнение (11.19,б) позволяет найти соотношение двух форм электролита ([R]/[RH]), а отсюда -- и долю диссоциированных молекул (степень диссоциации).
Если же речь идет о чистом растворе слабого электролита, то, исходя из (11.19, б), можно оценить рН, создающийся в этом растворе.
Влияние заданного рН на степень диссоциации слабого электролита
Итак, обращаемся вначале к первой из указанных ситуаций.
1. а) Дадим определение: степень диссоциации б -- это доля молекул в состоянии сопряжённого основания:
б) Тогда для слабой кислоты величина б -- это действительно степень диссоциации, т.е. доля диссоциированных молекул.
в) А для слабого основания, при диссоциации которого отщепляется гидроксил-ион, доля диссоциированных молекул (т.е. молекул в состоянии сопряженной кислоты), очевидно, равна 1 -- б. Выразим из уравнения (11.19,6) [RH] (концентрацию сопряженной кислоты):
Подставляя в определение б (11.20, б), получаем:
Размещено на http://www.allbest.ru/
Данная формула позволяет рассчитывать степень диссоциации слабого электролита (в соответствии с нашим определением) при произвольно заданном рН.
б) То же самое можно записать и в концентрационной форме. Действительно, выразим [RH] из (11.7) и вновь подставим результат в (11.20,б). Последовательно получим:
в) Нетрудно убедиться в тождественности выражений (11.22) и (11.23,б). Но первое из них предпочтительнее.
3. а) Подставим в формулу (11.22) три значения рН:
рН = рКа - 1,5, б ? 0,03 ,
рН = рКа , б = 0,5 ,
рН = рКа + 1,5, б ? 0,97 ,
и построим по этим точкам график зависимости б от рН (рис.11.1).
б) Прежде всего отметим: как показано на графике, степень диссоциации слабого электролита может меняться от 0 до 1.
Это важно подчеркнуть потому, что нередко слабые электролиты определяют как вещества, степень диссоциации которых не превышает 3 % (0,03). Такое определение может относиться только к чистым растворам этих веществ (и то - лишь при достаточно большой концентрации). В общем же случае оно неверно.
в) Помещая слабый электролит в среду (например, буферную) с заданным значением рН, можно получать, согласно рис. 11.1, и гораздо большую степень диссоциации -- практически вплоть до 1,0.
А изменение рН среды (например, с помощью сильных кислот и оснований) позволяет последовательно изменять и степень диссоциации слабого электролита.
г) При этом почти весь процесс диссоциации происходит в интервале рKa±1,5, т.е. от рKa--1,5 (где диссоциировано 3 % частиц) до рKa +1,5 (диссоциировано 97% частиц).
д) Центр этого интервала -- такое значение рН, которое равно рKa -- характеристике конкретного электролита. При данном рН диссоциировано ровно 50% частиц электролита.
Чистые растворы слабых кислот и оснований
Теперь обратимся ко второй ситуации, указанной в конце п.11.2. Будем считать, что в растворе - только слабый электролит. Найдём рН раствора и степень диссоциации электролита.
1. Закон разведения Оствальда.
а) Для чистого раствора слабого электролита, диссоциирующего по уравнению справедливо:
где с0 = [RH]0 -- общая концентрация электролита.
Размещено на http://www.allbest.ru/
б) Вспоминаем выражение для константы кислотности:
Полученное выражение связывает степень диссоциации слабого электролита с общей его концентрацией. Оно-то и называется законом разведения Оствальда. Чтобы уяснить смысл этого закона, рассмотрим различные виды слабых электролитов.
2. Слабые кислоты.
а) Для них в чистом состоянии (и при с0 » Ка) б « 1; поэтому в знаменателе формулы (11.25) величиной б можно пренебречь. Тогда
Получается, что повышение концентрации раствора приводит к уменьшению степени диссоциации, а разбавление (или разведение) сопровождается увеличением диссоциации. Отсюда и термин - «закон разведения».
б) До какого уровня растёт б при разбавлении раствора? Выразив б из (11.25), можно показать, что
lim б = 1 . (11.25,б)
со > 0
Таким образом, при очень сильном разбавлении (с0 « Ка) слабый электролит диссоциирует почти полностью.
в) Теперь, используя (11.24,а) и приближённую формулу (11.26,б), найдём концентрацию водородных ионов:
что в логарифмической форме выглядит так:
Заметим, что последнее выражение можно получить и непосредственно из формулы (11.19, б), если подставить в неё
Размещено на http://www.allbest.ru/
г) Приведем пример использования этих выражений. Для уксусной кислоты рKa = 4,76. Пусть ее концентрация с0 = 0,1 М. Тогда по формуле (11.27, б) находим:
А чтобы воспользоваться формулой (11.26,б), учтем:
Отсюда
3. Слабые многоосновные кислоты.
а) Такие кислоты имеют несколько стадий диссоциации протона, например:
Каждая стадия характеризуется своей константой диссоциации; как видно из примера, константа каждой последующей стадии на несколько порядков меньше предыдущей.
б) Это значит, что в чистом растворе можно учитывать только первую стадию ионизации и рассчитывать рН раствора по формуле для одноосновной кислоты путем подстановки pKa, 1 в качестве pKa..
Так, для 0,1 М раствора H3PO4
4. Слабые основания.
а) Здесь б (доля молекул в состоянии сопряженного осно-вания) близка к 1 (б ? 1); поэтому непосредственно использовать формулу закона Оствальда (11.25) неудобно.
б) В этом случае следует обратиться к уравнению вида
характеризуемому константой основности
и ввести степень диссоциации по этому уравнению:
в) В результате нетрудно получить формулы точно такого же вида, как для слабой кислоты:
г) Первая формула показывает, что степень оснувной диссоциации тоже увеличивается при уменьшении с0, т.е. при разведении раствора. Закон Оствальда справедлив и здесь.
д) Но, как мы уже знаем, слабое основание можно характеризовать также константой кислотности и кислотной степенью диссоциации, причем
Размещено на http://www.allbest.ru/
Размещено на http://www.allbest.ru/
е) Подставляя первые два из этих выражений в (11.34, а), а два последние -- в (11.34,б), для чистого раствора слабого основания находим :
ж) Пример -- диссоциация аммиака , pKa = 9,25. И пусть вновь с0 = 0,1 М. По формулам (11.36) получаем:
Таким образом, в чистом 0,1 М растворе аммиака основная доля частиц находится в состоянии сопряженного основания (NH3).
Это справедливо и для всех других слабых оснований.
Чистые растворы солей слабых кислот и оснований
Итак, чистые растворы слабых кислот имеют слабокислую среду (рН < 7), а растворы слабых оснований - слабоосновную среду (pH > 7).
Для растворов же солей этих кислот и оснований приведём лишь конечные выражения расчёта рН, не останавливаясь на их выводе.
1. Предварительно следует заметить: в этих ситуациях рН среды изменяется в результате гидролиза соли. Поэтому вспомним: гидролиз соли -- это взаимодействие её с водой, приводящее к образованию малодиссоциированпых соединений.
2. Соответствующие формулы представлены в таблице 11.1.
а) Как видно, первая из этих формул аналогична по виду формуле (11.36,б) для раствора слабого основания. Правда, теперь рКа относится к соответствующей слабой кислоте.
Таблица 11.1
|
Растворённое вещество |
Формула расчёта рН раствора |
|
|
Соль слабой кислоты и сильного основания |
рН ? Ѕ (14 + рКа + lg cо ) (11.38) |
|
|
Соль сильной кислоты и слабого основания |
рН ? Ѕ (рКа - lg cо) (11.39) |
|
|
Соль слабой кислоты и слабого основания |
cо + Ка,1 рН ? Ѕ рКа,1 + рКа,2 + lg -------- (11.40) cо |
Но рассчитываемое значение рН оказывается больше 7. Это, в общем, естественно: преобладает влияние второго компонента соли -- катиона сильного основания.
б) Сходное замечание можно сделать по поводу второй формулы.
в) Пример: 0,1 М растворCH3COONa. Реакция гидролиза приводит к избытку гидроксил-ионов:
По формуле (11.38) получаем: рН ? 8,9.
электролит ток кислотность диссоциация
Выводы
1. Мы вспомнили характеристики кислотности среды ([H+], [OH-]) и слабого электролита (Ка, Кb), а также производные от них величины:
2. Соответственно, в двух формах может быть записан закон действующих масс для диссоциации слабого электролита:
Затем были рассмотрены две ситуации.
3. Первая -- ДИССОЦИАЦИЯ СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА В СРЕДЕ С ЗАДАННЫМ рН. Степень диссоциации (определенная как доля частиц в состоянии СОПРЯЖЕННОГО ОСНОВАНИЯ) вычисляется так:
В зависимости от рН, она может изменяться от 0 до 1.
4. Вторая ситуация -- ЧИСТЫЕ РАСТВОРЫ слабых электролитов. Для нее, в частности, получены формулы расчета степени кислотной диссоциации и рН среды:
СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ:
СЛАБЫЕ ОСНОВАНИЯ:
СОЛЬ СЛАБОЙ КИСЛОТЫ И СЛАБОГО ОСНОВАНИЯ:
Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
Предпосылки к созданию теории электролитической диссоциации, этапы данного процесса. Понятие и основные факторы, влияющие на степень электролитической диссоциации, способы определения. Закон разбавления Оствальда. Определение ионного произведения воды.
презентация [280,8 K], добавлен 22.04.2013Общие принципы классификации сложных и простых неорганических веществ. Размеры атомов и их взаимосвязь с положением в периодической системе элементов. Понятие электрической диссоциации и растворы электролитов. Водородная связь и мембранные сенсоры.
контрольная работа [138,6 K], добавлен 01.02.2011Сущность электролитической диссоциации. Основные законы электролиза как процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока. Проводимость электролитов и закон Ома для них. Химические источники тока.
курсовая работа [911,2 K], добавлен 14.03.2012Характеристика строения атома. Определение числа протонов, электронов, нейтронов. Рассмотрение химической связи и полярности молекулы в целом. Уравнения диссоциации и константы диссоциации для слабых электролитов. Окислительно-восстановительные реакции.
контрольная работа [182,3 K], добавлен 09.11.2015Ионная проводимость электролитов. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ионно-молекулярные уравнения. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий. Константа и степень диссоциации.
курсовая работа [139,5 K], добавлен 18.11.2010Установка титра методом отдельных навесок. Константа диссоциации синильной кислоты. Классификация методов осаждения. Значение ионов H и OH в водных растворах электролитов. Полярографические методы анализа. Нахождение степени диссоциации циановодорода.
контрольная работа [87,4 K], добавлен 20.11.2012Электролитическая диссоциация как обратимый процесс распада электролита на ионы под действием молекул воды или в расплаве. Основные особенности модельной схемы диссоциации соли. Анализ механизм электролитической диссоциации веществ с ионной связью.
презентация [3,1 M], добавлен 05.03.2013Практические выводы теории электролитической диссоциации. Характеристика основных реакций, которые протекают в растворах электролитов. Анализ свойств амфотерных гидроксидов, образование малодиссоциированных соединений, комплексных соединений и газов.
лабораторная работа [27,6 K], добавлен 17.12.2014Характеристика и сущность основных положений теории электролитической диссоциации. Ориентация, гидратация, диссоциация - веществ с ионной связью. История открытия теории электролитической диссоциации. Разложение хлорида меди электрическим током.
презентация [218,7 K], добавлен 26.12.2011Задачи и методы качественного и количественного анализа. Аналитическая система катионов. Закон действующих масс. Теория электролитической диссоциации. Окислительно-восстановительные реакции. Характеристика комплексных соединений. Буферные растворы.
курс лекций [618,3 K], добавлен 15.12.2011
