Свойства водных растворов электролитов

Протолитическая теория как способ описания реакций между электролитами, сопровождающихся изменением их кислотно-основных свойств. Передача протона от кислоты к основанию. Виды протолитических реакций. Расчёт водородного показателя среды. Гидролиз солей.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 30.03.2017
Размер файла 90,9 K

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/

Реферат

Тема: Свойства водных растворов электролитов

Алматы 2017

Протолитические равновесия и процессы

Для описания реакций между электролитами, сопровождающихся изменением кислотно-основных свойств реагирующих веществ, пользуются преимущественно протолитической теорией. Суть протолитических реакций заключается в переносе протона от одной молекулы или иона к другой. Кислота - молекула или ион - донор протонов. Основание - молекула или ион - акцептор протонов. Согласно протолитической теории, все кислоты делятся на 3 типа:

- нейтральные кислоты:

НС1, H2SO4; НС1<=>Н+ + С1-;

- катионные кислоты, представляющие положительные ионы:

NH4+, H3O+; NH4+ <=> NH3 + H+; Н3О+ <=> H2O + H+ ;

[Al(H2O)6]3+ +H2O <=> [Al(H2O)5OH]2+ +H3O3+

- анионные кислоты, представляющие отрицательные ионы:

HSO4-, H2PO4-, HPO42-; HSO4- <=> H+ + SO42-.

Подобная классификация имеется и для оснований:

- нейтральные основания:

NH3, H2O, C2H5OH; NH3 + H+ <=> NH4+ ;

- анионные основания:

С1-, СН3СОО-, ОН-; СН3СОО- + Н+ <=> СН3СООН

- катионные основания, представляют собой положительные ионы.

Амфолиты - кислоты или основания, способные к отдаче и к присоединению протона:

HSO3-+ Н2О <=> H3О+ + SO32- ; HSO3-+ Н2О <=> H2SO3 + ОН-

к-та осн.

Н2О + Н2О <=> H3O+ + ОН-

к-та осн.

Процесс передачи протона от кислоты к основанию называется протолизом, а ионно-молекулярное равновесие, наступающее после передачи протона - протолитическим или кислотно-основным. К протолитическим процессам относятся процессы диссоциации, ионные реакции в растворах, реакции гидролиза.

Молекула или ион, отличающиеся по составу на один протон, называются сопряжённой кислотно - основной парой:

NH4+| NH3; HC1| C1- и др.

В водных растворах кислот и оснований всегда имеются две сопряжённые пары, одну из которых образует растворитель.

Понятия “кислота” и “основание” - относительны, потому что одни и те же вещества могут проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от партнёра по равновесию в растворе.

Наиболее распространённые протолитические реакции:

- реакции ионизации кислот в водном растворе

CH3COOH + H2O<=>CH3COO-+H3O+

к-та осн. осн. к-та

- реакции ионизации оснований в водном растворе

NH3 + H2O = NH4+ + OH-

осн. к-та к-та осн.

- реакция самоионизации воды (автопротолиза)

Н2О + Н2О <=> H3O+ + OH-

к-та осн. к-та осн.

- реакции нейтрализации между слабыми электролитами

NH3 + CH3COOH <=> NH4+ +CH3COO-

осн. к-та к-та осн.

- реакции нейтрализации между сильными электролитами

H3O+ +OH- <=> H2O + H2O

- реакции с веществами, проявляющими амфотерные свойства (амфолитами):

NH2CH2COOH +OH- <=> NH2CH2COO- + H2O

к-та осн. осн. к-та

NH2CH2COOH + H3O+ <=> NH3CH2COOН+ +H2O

осн. к-та к -та осн

Мерой способности кислот и оснований отдавать и принимать протоны служат константы ионизации Кa и Кb. Так, в водном растворе для кислоты НВ функцию основания выполняет вода:

HВ + H2O <=> H3O+ + В-

к-та осн. к-та осн.

Ка =

Для основания В, например NH3 в водном растворе, вода выполняет функцию кислоты, а ВН+- сопряжённую основанию кислоту:

В + Н2О <=> HВ+ + OH-

осн. к-та к-та осн

Kb =

Реакцию аммиака с протоном можно рассматривать как диссоциацию кислоты:

NH4+<=> NH3 +H+, Ka = 5,6.10-10.

Константы кислотности и основности в сопряжённой паре для водного раствора связаны между собой:

Ка.Кb = Кw,

т.е. чем сильнее кислота, тем слабее основание и наоборот.

рКa + рКb = 14 (при 298 К),

где

рКа = -lgKa

рКb = -lgKb.

Например, для аммиака константы Ка и Кb cвязаны соотношением:

У Аррениуса константа диссоциации основания

ВОН <=> В+ + ОН-,

где В+ обычно означает металл:

Кb =

Разница между аммиаком и, например, гидроксидом натрия только в том, что NаОН является сильным основанием, которое диссоциирует в водном растворе полностью; гидроксид аммония - слабое основание, диссоциирует лишь частично:

NH3 + H2O <=> NH4OH <=> NH4+ + OH-.

Полярная молекула аммиака в водном растворе гидратируется, как и любая другая полярная молекула, образуя гидратный комплекс NH3. (H2O)x, где аммиак непосредственно соединяется с протоном или с молекулами воды

NH3 + H+ + хН2О <=> aqNH4+ (в кислых растворах)

NH3 + хH2O <=> aqNH4+ + OH- ( рН > 7)

Протолитические равновесия смещены в сторону образования более слабых кислот и оснований. Это равновесие можно рассматривать как конкуренцию различных по силе оснований за протон. Так, в частности, более сильные электролиты подавляют ионизацию более слабых электролитов, например: NH4C1 и NH4OH; NaCH3COO и НСН3СОО и др.

Расчёт водородного показателя среды (рН)

В кислых растворах [Н+] > 10-7, поэтому их рН < 7. Ионное произведение воды в водных растворах остаётся постоянным, поэтому можно определить концентрацию [ОН-], пользуясь выражением

[ОН-] = КW / [H+] = 10-14/[H+]

рОН = рКW - рH = 14 - рН

Пример 1. Определите концентрацию ионов водорода в апельсиновом соке (рН=2,8). Какова в нём концентрация гидроксильных ионов? Каково отношение концентраций ионов водорода и гидроксильных ионов в апельсиновом соке?

Решение. Поскольку для апельсинового сока рН = 2,8, концентрация ионов водорода в нём должна быть равна

+] = 10-2,8 = 10+0,2.10-3 = 1,58.10-3 = 0,0016 моль.

Определим концентрацию ионов ОН-:

[ОН-] = 10-14/1,6.10-3 = 6,3.10-12моль/л

или

рОН= 14 - рН = 14 - 2,8 = 11,2; [ОН-] = 10-11,2 = 10+0,8.10-12 = 6,3.10-12.

Отношение концентраций [Н+]:[ОН-] в чистой воде равно 10-7/10-7. В апельсиновом соке - 1,6.10-3/ 6,3.10-12, т.е. 250 000 000 / 1. В апельсиновом соке “лишние”, по сравнению с чистой водой ионы Н+ смещают равновесие диссоциации в направлении недиссоциированной Н2О и тем самым уменьшают в растворе концентрацию ионов ОН-.

При расчёте водородного показателя среды водных растворов сильных кислот и оснований следует учитывать необратимость процесса их электролитической диссоциации (a => 1, для одноосновных кислот и оснований). Концентрации ионов Н+ и ОН- в этом случае численно равны молярной концентрации растворов.

а(Н3О+) = а(НВ); рН = - lgа(НВ)

рОН = -lgа(B),

следовательно: рН = 14 - рОН.

Пример 2. Вычислите рН 0,01моль/л раствора HNO3.

Решение. Для определения коэффициента активности ионов водорода, вычислим ионную силу раствора Iс:

Iс =1/2SCizi2 = Ѕ(0,01.12 + 0,01.12) = 0,01,

где С(Н+) = 0,01 моль/л; z(H+)= 1; C(NO3-) = 0,01 моль/л; z(NO3-) = 1. В приложении 1 найдём величину f(Н+) = 0,92 и рассчитаем активность иона водорода и рН раствора:

а(Н+) = f C = 0,92. 0,01 = 9,2.10-3моль/л.

рН = -lg 9,2.10-3 = 2,04.

Ответ: рН = 2,04

В случае расчёта рН раствора щёлочи целесообразно воспользоваться приведённой схемой для вычисления гидроксильного показателя среды рОН, а затем найти водородный показатель среды по разности

протолитический реакция гидролиз водородный

рН = 14 - рОН.

При расчёте рН растворов слабых кислот и оснований необходимо учитывать степень их ионизации

Пример 3. Рассчитайте концентрацию [Н+] в 0,0100 моль/л растворе СН3СООН, рН и степень её диссоциации a.

Решение: В соответствии с законом действующих масс константа равновесия для уравнения диссоциации СН3СООН имеет вид

Ка(СН3СООН) = = 1,76.10-5

Нам известна исходная концентрация уксусной кислоты Со = 0,0100 моль/л, а также то, что в состоянии равновесия часть уксусной кислоты остаётся недиссоциированной, а часть её ионизируется, образуя ацетатные ионы СН3СОО-. Следовательно,

Со= [CН3СООН] + [СН3СОО-] (уравнение материального баланса).

Так называемое уравнение материального баланса показывает, что в процессе диссоциации не происходит изменение общего количества ацетатных молекул. Известно также, что концентрации ионов водорода и ацетатных ионов должны совпадать, т. к. единственным источником ионов Н+ в растворе является диссоциирующая кислота. (Ионами Н+, обусловленными диссоциацией воды, можно пренебречь, поскольку наличие в растворе кислоты подавляет и без того незначительную диссоциацию воды).

+] = [CН3СОО-] (уравнение баланса зарядов).

Уравнение баланса зарядов показывает, что суммарный заряд положительных ионов в растворе должен быть равен суммарному заряду отрицательных ионов. Упростим выражение для константы диссоциации и на основании уравнения баланса зарядов получим выражение для константы равновесия:

Ка(СН3СООН) =

и уравнение материального баланса

Со= [CН3СООН] + [H+],

из которого следует

[CН3СООН] = Со - [H+].

В результате, получим выражение для константы равновесия

Ка =

Подставив значения Ка для уксусной кислоты и её концентрацию Со, после преобразования, получим квадратное уравнение

1,76.10-5 = ; [H+]2 + 1,76.10-5 [H+] - 1,76.10-7 = 0,

которое решим по формуле:

[H+] ;

[H+];

[H+] = 4,11.10-4моль/л

(Из 2-х решений выбираем положительное, т.к. отрицательных концентраций не существует).

Приближённый подход к решению подобных задач, позволяет обойтись без решения квадратного уравнения. В знаменателе выражения для константы равновесия можно пренебречь величиной [H+], которая много меньше концентрации СН3СООН. В этом случае, выражение для определения [H+] приобретает вид

[H+]

и приближённый ответ, как мы видим,

[H+] ,

близок к рассчитанному выше точному результату.

Методом последовательных приближений можно улучшить этот результат, поставив вычисленную концентрацию [H+] в знаменатель выражения для константы равновесия, где стоит концентрация недиссоциированной уксусной кислоты

; [H+] = 4,11.10-4 моль/л.

Степень диссоциации СН3СООН равна

.

рН= -lg[H+] = -lg[4,11.10-4] = 3,39.

Ответ: [H+] = 4,11.10-4, pH = 3,39, a = 4,11%

Как изменятся эти показатели, с разбавлением раствора слабого электролита, рассмотрим в примере 4.

Пример 4. Рассчитайте рН и степень диссоциации 0,0010 моль/л раствора уксусной кислоты.

Т.к.

[СН3СОО-] = [H+] = a..Cо и Ка = ,

получим выражение константы равновесия для слабой кислоты, аналогичное закону разбавления Оствальда (степень диссоциации слабого электролита увеличивается при уменьшении его концентрации):

Для слабых электролитов a. << 1, и (1-a.) » 1, тогда

Ка=a2.Со,

Откуда

a =

[H+]= Co=;

== 1,33.10-4моль/л.

Подставим концентрацию диссоциированной части уксусной кислоты, равной [H+], в знаменатель константы ионизации и уточним этот результат методом последовательных приближений:

; [H+] = 1,24.10-4 моль/л

рН = -lg[1,24.10-4] = 3,91; a = . 100 = 12,4%

Ответ: [H+] = 1,24.10-4, pH = 3,91, a = 12,4%.

Таким образом, с разбавлением слабой кислоты, диссоциации подвергается большее число молекул СН3СООН, хотя концентрация ионов Н+ уменьшается (рН раствора СН3СООН 0,0010 моль/л повысился до значени 3,91, вместо 3,39 в примере 3).

Последнее объясняется тем, что концентрация ионов Н+, по мере разбавления, может понизиться до уровня, сопоставимого с концентрацией иона водорода, обусловленной диссоциацией воды. В этом случае, неприменимо упрощённое выражение

для константы равновесия.

В общем виде, для расчёта рН растворов слабых кислот НВ, получим:

a(Н3О+) =; рН = 0,5 (рКа - lg a(HВ)).

Для растворов слабых оснований В:

a(ОН-)=; рОН = 0,5(рКb - lg a(В))

рН = 14 - 0,5(рКb - lg a(В)).

Пример 5. Вычислите рН 0,01М раствора аммиака.

Решение.

NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-

осн. к-та к-та осн.

Ввиду малых ионных сил (Iс) раствора, (f=1) принимаем:

а(NH3) = С(NH3).

Степень ионизации NH4OH в 0,01М растворе равна:

a == 4,2.10-2.

Находим концентрацию молекул NH4OН, распавшихся на ионы, и равную ей концентрацию ионов ОН-:

a(ОН-) = a.a(NH3) = 4,2. 10-2. 0,01= 4,2.10-4моль/л.

Определяем рОН и рН 0,01М раствора аммиака:

рОН = -lg a(OH-) = -lg 4,2.10-4 = 3,33; pH = 14 - 3,33 = 10,67.

Ответ: рН = 10,67

Гидролиз солей. Гидролизом солей называют реакции обмена между молекулами воды и ионами соли с образованием слабых электролитов. При этом образуется некоторый избыток ионов Н+ или ОН-; рН раствора - отличен от нейтрального. Водные растворы солей, образованных сильными электролитами, имеют рН = 7. Растворы солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями, гидролизуются по аниону и имеют щелочную среду. Например, в растворе ацетата натрия часть ацетатных ионов, образованных этой солью, соединяется с водой, образуя малодиссоциируемую уксусную кислоту и гидроксидные ионы:

CH3COONa <=> CH3COO- + Na+

СН3СОО- + Н2О = СН3СООН + ОН-

В растворе ацетатный ион обладает основными свойствами. С точки зрения протолитической теории Бренстеда - Лаури, ацетатный ион является настолько же сильным основанием, как аммиак, а ион аммония может рассматриваться как слабая кислота, подобная уксусной.

Константа равновесия для гидролиза (Kh) ацетатного иона определяется таким же выражением, как и для диссоциации любого основания, где неизменная концентрация воды включена в константу равновесия

Константа гидролиза Кh, как видим, связана с соответствующей константой диссоциации кислоты Ка соотношением

Kh = Kw/ Ka.

Следовательно, константа гидролиза ацетатного иона равна

.

Расчёт рН раствора этой соли проводят по формуле

рН·= 7 + 0,5·рКа + 0,5·lg a(В-),

где a(В-) - активная концентрация аниона, численно равная или кратная концентрации соли; Ка - константа ионизации кислоты.

Водные растворы солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями, гидролизуются по катиону и имеют кислую среду. Константа гидролиза Кh, здесь, связана с соответствующей константой диссоциации основания Кb соотношением:

.

Расчёт рН раствора, в этом случае, проводят по формуле:

рН = 7- 0,5·рКb - 0,5·lg а(HВ+),

где а(НВ+) - концентрация катиона, в том числе и гидратированного иона металла; Кb - константа ионизации основания.

Если гидролизу подвергается и катион, и анион соли, например у ацетата аммония NH4CH3COO, то

Кh = .

В этом случае, концентрация ионов водорода не зависит от концентрации гидролизующейся соли:

pH = 0,5(pKw + pKa - pKb)

При расчётах рН, учитывают, как правило, только первую ступень гидролиза, вследствие сложного ионного состава раствора.

Степень гидролиза h - количественная характеристика глубины протекания гидролиза:

h = Сh /Co,

где Сh - равновесная концентрация гидролизованных ионов; Co - исходная концентрация соли подвергшейся гидролизу. Степень гидролиза связана с константой гидролиза и исходной концентрацией гидролизующихся ионов аналогичным закону Оствальда соотношением

.

Т.к. (по определению) h. << 1, и (1- h.) » 1, тогда

Кh = h2.Со,

Откуда

h =

[H+] = Co=.

Пример 6. Рассчитайте константу и степень гидролиза карбоната натрия в 0,1 и 0,001 моль/л растворе при 298 К, по двумступеням, при обычных условиях. Сделайте вывод о возможности протекания гидролиза Na2CO3 по 2-ой ступени в этих условиях

Решение. Соль полностью диссоциирует на ионы

Na2CO3 <=> 2Na+ + CO32-

Значит, начальная общая концентрация гидролизующегося иона СО32- равна концентрации карбоната натрия в растворах 0,100 и 0,001моль/л. В результате гидролиза образуются ОН- ионы; рН >7. Напишем уравнение гидролиза в ионно-молекулярной форме.

(1-ая ступень) СО32- + Н2О <=> HCO3- + OH-

(2-ая ступень) НСО3- + Н2О <=> Н2СО3 + ОН-

Вычислим константы гидролиза, для 1-ой и 2-ой ступени:

Кh1 = = 10-14/ 5,0.10-11 = 2,0.10-4.

Кh2 = = 10-14/ 4,5.10-7 = 2,2.10-8.

(Для расчёта Кh1 следует взять константу диссоциации слабого электролита по последней ступени, а для Кh2 - наоборот, по первой, т.к.:

Н2СО3 <=> H+ + HCO3- и НСО3- <=> H+ + CO32-

Степень гидролиза h вычисляем по формуле

h =

Для раствора карбоната натрия 0,1 моль/л:

(1-ая ступень)

h1 = 0,0447 (4,47%);

(2-ая ступень)

h2 = 4,69.10-4 (0,046%).

Для раствора карбоната натрия 0,001 моль/л:

(1-ая ступень)

h1 = 0,447 (44,7%).

(2-ая ступень)

h2 = 4,69.10-3 (0,46%).

Ответ: Кh1 = 2,0.10-4, Кh2 = 2,2.10-8. Величина Кh2 показывает, что гидролиз по 2-ой ступени практически не идёт, при обычной температуре. Степень гидролиза в обоих растворах по 2-ой ступени, соответственно, уменьшается и в целом увеличивается с разбавлением раствора карбоната натрия: h1 = 4,47%, h2 = 0,046% (для 0,1 моль/л); h1 = 44,7%, h2 = 0,46% (для 0,001 моль/л). Таким образом, для сдвига равновесия в сторону усиления гидролиза следует разбавлять раствор соли.

Пример 7. Рассчитайте концентрацию раствора FeC13, с рН = 3, учитывая только 1-ю ступень гидролиза.

Решение. Хлорид железа (III) - сильный электролит и полностью диссоциирует на ионы:

FeC13 <=> Fe3+ + 3C1-

Первая ступень уравнеия гидролиза:

Fe3+ + H2O <=> FeOH2+ + H+

Если Со - искомая концентрация соли, то в соответствии с уравнением диссоциации образуется Со ионов Fe3+, которые подвергаются гидролизу. Обозначим через С равновесную концентрацию гидролизованных ионов FeOH2+. Тогда

[FeOH2+] = [H+] = C.

Рассчитаем константу гидролиза соли по первой ступени:

.

Запишем выражение для константы гидролиза по первой ступени

Кh1 = = = = 0,74.10-2,

Где

+] = С = 10-3 моль/л,

т.к. рН раствора равен 3. Решая относительно Со получим:

Со(FeC13) = 1,14. 10-3 моль/л.

Ответ: Со(FeC13) = 1,14. 10-3моль/л.

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Электролитическая диссоциация в растворах. Сильные и слабые электролиты. Условия протекания ионных реакций. Кислоты и основания Брёнстеда-Лоури. Ионное произведение воды. Кислотно-основные равновесия. Кислоты и основания Льюиса. Гидролиз солей по аниону.

    лекция [941,2 K], добавлен 18.10.2013

  • Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.

    контрольная работа [56,1 K], добавлен 22.07.2009

  • Понятие гидролиза как реакции обменного разложения веществ водой; его роль в народном хозяйстве, повседневной жизни. Классификация солей в зависимости от основания и кислоты. Условия смещения реакций обратимого гидролиза согласно принципу Ле Шателье.

    презентация [411,8 K], добавлен 02.05.2014

  • Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.

    лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013

  • Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.

    реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009

  • Практические 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 17.12.2014

  • Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз углеводов, белков, аденозинтрифосфорной кислоты. Краткая классификация солей. Слабые кислоты и основания. Гидролиз неорганических соединений: карбидов, галогенидов, фосфидов, нитридов.

    презентация [463,7 K], добавлен 01.09.2014

  • Зависимость температуры кипения водных растворов азотной кислоты от содержания HNO. Влияние состава жидкой фазы бинарной системы на температуру кипения при давлении. Влияние температуры на поверхностное натяжение водных растворов азотной кислоты.

    реферат [3,9 M], добавлен 31.01.2011

  • Понятие и структура химической системы, классификация и разновидности растворов. Электролиты и электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. Химические реакции и их признаки, стехиометрия. Скорость химический реакций, и факторы, влияющие на нее.

    контрольная работа [161,5 K], добавлен 17.01.2011

  • Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Количественные характеристики гидролиза. Подавление и усиление гидролиза солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

    реферат [73,9 K], добавлен 25.05.2016

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.