ЕЛЕКТРОЛІТична дисоціація

Мета вивчення теми:

- навчитися складати рівняння дисоціації сильних і слабких електролітів у водних розчинах;

- давати порівняльну характеристику сили електролітів за допомогою ступеня дисоціації a і константи дисоціації К_д;

- складати вирази констант дисоціації слабких електролітів;

- складати рівняння реакцій обміну між електролітами у молекулярному і іонному вигляді;

- виконувати розрахунки концентрацій іонів в розчинах електролітів; уявних ступенів дисоціації сильних електролітів на основі експериментальних даних (тиску насиченої пари над розчином, температури кипіння і замерзання розчину); ступенів дисоціації слабких електролітів за їх константою дисоціації;

- використовуючи поняття добутку розчинності, розраховувати можливість утворення осаду і розчинність малорозчинних електролітів.

Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм, називають електролітами. Характеристикою сили електролітів є ступінь електролітичної дисоціації a, яка показує долю молекул, що розпались на заряджені частинки – іони. Залежно від величини a електроліти умовно поділяють на сильні (a>0,3 при с= 0,1 моль/л), слабкі (a<0,03) та середньої сили. Із відомих вам кислот сильними електролітами є HCI, H₂SO₄, HNO₃, слабкими – H₂CO₃, H₂SO₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃, CH₃COOН, HNO₂, H₃PO₄ та інші. Зверніть увагу, що H₂О – дуже слабкий електроліт. Сильними електролітами серед основ є ті, що утворені лужними і лужноземельними металами. До слабких відносяться розчинна основа гідроксид амонію NH₄OH і всі нерозчинні (Fe(OH)₂, Fe(OH)₃ і т.д.).

Усі солі, навіть погано розчинні, є сильними електролітами.

Сильні електроліти в розчинах дисоційовані практично повністю і необоротно, а слабкі електроліти дисоціюють частково і оборотно. Це слід враховувати при складанні рівнянь дисоціації. Наприклад:

H₂SO₄ ® 2Н⁺ + SO₄^2- (сильний електроліт);

H₂SO₃ «Н⁺ + НSO₃^- (слабкий електроліт)

НSO₃^- «Н⁺ + SO₃^2-.

НSO₃^- - це залишок слабкого електроліту, який в свою чергу є ще більш слабким електролітом. Отже, в розчині слабкого електроліту встановлюється одна або декілька іонних рівноваг, кількісною мірою яких є константи дисоціації К_д – константа рівноваги процесу дисоціації.

Наприклад, константа дисоціації сірчистої кислоти за першим ступенем має вигляд:

а за другим ступенем:

Чим менша К _д, тим слабкіший електроліт. За стадіями, тобто ступінчато, дисоціюють такі речовини:

а) Слабкі багатоосновні кислоти, наприклад:

Н₂СО₃ «Н⁺ + НСО₃^-

НСО₃^- «Н⁺ + СО₃^2-

Напишіть вирази для і знайдіть у довіднику їх значення. Запам¢ятайте, що дисоціація за кожним наступним ступенем протікає слабкіше чим за попереднім.

б) Слабкі багатокислотні основи, наприклад:

Fe(OH)₂ «FeOH⁺ + OH^-

FeOH⁺ «Fe²⁺ + OH^-

Напишіть вирази для .

в) Основні солі, утворені слабкими основами, наприклад:

CuOHCI® CuOH⁺ + CI^-

CuOH⁺ «Сu²⁺ + OH^-

г) Кислі солі, утворені слабкими кислотами, наприклад:

KHS ® K⁺ + HS^-

HS^- «Н⁺ + S^2-

У випадках в) і г) дисоціація за першим ступенем протікає практично необоротно, і рівновага дисоціації визначається величиною К _д для другої стадії.

Іонні рівноваги, які встановлюються в розчинах слабких електролітів, можна, згідно з принципом Ле Шательє, зміщувати, додаючи розчин сильного електроліту, який містить однойменний іон:

NH₄OH «NH₄⁺ + OH^- (слабкий електроліт)

NH₄CI ® NH₄⁺ + CI^- (сильний електроліт, який

містить однойменний іон NH₄⁺)

Внаслідок додавання NH₄CI в розчині збільшується концентрація NH₄⁺. При збільшенні концентрації продуктів рівновага зміщується ліворуч (стрілка над рівнянням показує напрямок зміщення рівноваги), в бік недисоційованих молекул NH₄ОН.

Суть реакцій, які відбуваються в розчинах електролітів, відбивають молекулярно-іонні рівняння. Для їх складання треба пам¢ятати наступні правила:

а) у виді іонів записуються сильні електроліти (із солей тільки розчинні);

б) у виді молекул записуються слабкі електроліти, осади (малорозчинні і нерозчинні речовини) і гази.

Наприклад: 2HNO₃+ Mg(OH)₂ ® Mg(NO₃)₂ + 2H₂O,

HNO₃ і Mg(NO₃)₂ – сильні електроліти, тому при складанні молекулярно-іонного рівняння записуємо їх у виді іонів, Mg(OH)₂ і Н₂О – слабкі електроліти, залишаємо їх в молекулярному вигляді:

2H⁺+ 2NO₃^- + Mg(OH)₂ ® Mg²⁺ + 2NO₃^- + 2H₂O

2H⁺ + Mg(OH)₂ ® Mg²⁺ + 2H₂O

Зі скороченого іонного рівняння видно, що нітрат-іони NO₃^- не приймають участі у реакції. Ця реакція гетерогенна, реагують малорозчинна речовина Mg(OH)₂ і іони Н⁺ у розчині.

Приклад 1. Складіть декілька молекулярних рівнянь, які відповідають молекулярно-іонному:

Ba²⁺ + SO₄^2- ® BaSO₄

Розв’язання. При складанні молекулярного рівняння Ba²⁺ потрібно взяти у вигляді розчинної речовини, яка є сильним електролітом, це може бути основа чи сіль. Аналогічна вимога для SO₄^2-, але це вже може бути кислота або сіль.

Ba(NO₃)₂+H₂SO₄® BaSO₄¯ + 2HNO₃

BaCI₂ +Na₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2NaCI

Ba(OH)₂ +K₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2KOH і т.д.

Покажіть, що задача розв¢язана вірно, склавши молекулярно-іонне рівняння для кожного з написаних трьох молекулярних.

Концентрацію іонів в розчині можна обчислити за формулою:

с _м(іон) = с _м(розчин)×a× n,

де с _м(іон) і с _м(розчин) – молярні концентрації іона і розчину відповідно; a - ступінь дисоціації; n – число іонів даного виду, що утворюються при дисоціації однієї молекули електроліту.

Приклад 2. Розрахуйте концентрацію катіонів і аніонів в 0,01 М розчині сульфату заліза(III) Fe₂(SO₄)₃, якщо ступінь дисоціації солі 80%.

Розв’язання. Складаємо рівняння дисоціації цієї солі:

Fe₂(SO₄)₃ ® 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-

Розраховуємо концентрацію іонів Fe³⁺ (a = 0,8; n = 2):

c _м(Fe³⁺) = 0,01× 0,8 ×2 =1,6×10^-2 моль/л.

Розраховуємо концентрацію іонів SO₄^2- (a = 0,8; n = 3):

c _м(SO₄^2-) = 0,01× 0,8 ×3 = 2,4×10^-2 моль/л.

Кількість частинок (іонів і молекул) в розчині електроліту завжди більше кількості розчинених молекул.

Число, яке показує, у скільки разів збільшується кількість частинок в розчині електроліту (внаслідок дисоціації) в порівнянні з кількістю розчинених молекул, називається ізотонічним коефіцієнтом і:

.

Оскільки такі експериментальні властивості розчинів електролітів, як D Р, D T _к, D T _з пропорційні загальній кількості частинок у розчині (дивись розд.9), то значення цих властивостей для електролітів більше в і раз ніж для розчинів неелектролітів тієї ж концентрації:

де верхній індекс "т" позначає теоретичне значення для розчину неелектроліту тієї ж концентрації.

Один із методів визначення a – через ізотонічний коефіцієнт за формулою:

де n – кількість іонів, на які розпадається одна молекула електроліту.

Приклад 3. Розчин, який містить 16,2 г FeCI₃ в 930 г води, кристалізується при –0,68 ⁰С. Визначте ступінь дисоціації цієї солі.

Розв’язання. FeCI₃ – це сіль, вона є електролітом. Спочатку знайдемо для її розчину теоретичну величину D T _з^т, що можна очікувати для розчину неелектроліту тієї ж моляльної концентрації:

D T _з^т = К _кр × с_m = K _к × m ₂ / (M ₂× m ₁),

де К _к – кріоскопічна константа Н₂О, K _к = 1,86 (град×кг)/моль,

с_m – моляльна концентрація розчину, m ₂ – маса розчиненої речовини (FeCI₃), M ₂ – молярна маса розчиненої речовини, m ₁- – маса розчинника в кг. Розраховуємо:

D T _з ^т = 1,86×16,2/(162,5×0,93) = 0,20 ⁰С

Знаходимо значення ізотонічного коефіцієнту і:

З рівняння дисоціації хлориду заліза (III) видно, що кожна молекула солі розпадається на чотири іони:

FeCI₃ ® Fe³⁺ + 3CI^-

За формулою розраховуємо значення ступеня дисоціації:

або 80%.

У розчині слабкого бінарного електроліту ступінь дисоціації a можна розраховувати за формулою закону розбавлення Оствальда:

a = Ö К_д /с_м

Приклад 4. Розрахуйте молярну концентрацію іонів водню і молекул, які не продисоціювали, у 0,01 М розчині азотистої кислоти HNO₂.

Розв’язання. Азотиста кислота – слабкий електроліт і дисоціює оборотно:

HNO₂ «H⁺ + NO₂^-.

З рівняння видно, що з однієї молекули кислоти при дисоціації утворюється один іон водню, n = 1. Із довідника знаходимо значення константи дисоціації: К _д = 4×10^-4.

Розраховуємо ступінь дисоціації:

a =Ö(4×10^-4)/(1×10^-2) = 0,2.

Знаходимо молярну концентрацію іонів водню у розчині:

с _м(Н⁺) =1×10^-2 моль/л× 0,2 ×1 = 2×10^-3 моль/л.

Розраховуємо молярну концентрацію молекул кислоти, які не продисоціювали, за формулою:

с _м(HNO₂) = c _м(розчин)×(1-a) = 1×10^-1×(1-0,2) = 8×10^-2 моль/л.

Для характеристики малорозчинних електролітів використовується величина, яка називається добутком розчинності (ДР).

Добуток розчинності є константою рівноваги для дисоціації малорозчинної речовини. ДР дорівнює добутку концентрацій іонів малорозчинної речовини у її насиченому розчині у ступенях, що дорівнюють коефіцієнтам в рівнянні дисоціації.

Так, для сульфату срібла: Ag₂SO_4(к) «2Ag⁺_(р) + SO₄^2-_(р)

ДР = [Ag⁺]² × [SO₄^2-] = 2×10^-5.

Чим менший ДР, тим менша розчинність речовини. Останню можна обчислити за значенням ДР.

Приклад 5. Добуток розчинності йодиду свинцю(II) при 20⁰С дорівнює 8 ×10^-9. Розрахуйте розчинність солі (в моль/л і в г/л) при вказаній температурі.

Розв’язання. Запишемо рівняння дисоціації цієї солі у водному розчині:

PbI_2(т) «Pb²⁺ + 2I^-

1 моль 1 моль 2 моль

З рівняння видно, що при розчиненні кожного моля PbI₂ в розчин переходять 1 моль іонів Pb²⁺ і 2 моль іонів I^-. Позначимо розчинність цієї солі через х, тоді у насиченому розчині PbI₂ містяться х моль/л іонів Pb²⁺ і 2 х моль/л іонів I^-. Отже: ДР = [Pb²⁺] × [I^-]² = x ×(2 x)² = 4 x ³, звідки:

.

Щоб розрахувати розчинність цієї солі в г/л, потрібно помножити цю молярну концентрацію на молярну масу солі М (PbI₂) = 461 г/моль:

х = 1,26×10^-3 моль/л × 461 г/моль = 0,58 г/л.

Добуток розчинності дуже зручно використовувати для визначення умов розчинності або навпаки випадання осаду малорозчинних речовин. Умова випадання осаду така: добуток реальних концентрацій іонів у розчині повинен бути більшим за значення ДР.

Приклад 6. До 50 мл 0,001н розчину НCI додано 450 мл 0,0001н розчину AgNO₃. Чи випаде в осад хлорид срібла в цих умовах? ДР(AgCI) = 1,8×10^-10. Ступені дисоціації НCI і AgNO₃ прийняти рівними 100%.

Розв’язання. Умовою випадання осаду в даному разі є [Ag⁺]×[CI^-] > 1,8×10^-10. Далі послідовно розраховуємо концентрації іонів у розчині. Маса НCI в 50 мл вихідного 0,001н розчину:

m (НCI) = c (1/1НCI)× M (1/1НCI) × V (л) =

=1×10^-3моль/л× 36,5 г/моль × 0,05 л = 1,825×10^-3 г.

Сумарний об¢єм розчину після зливання вихідних розчинів:

V = 50 + 450 = 500 мл = 0,5 л.

Молярна концентрація НCI після зливання розчинів:

Концентрація іонів CI^- в отриманому після зливання розчині:

с (CI^-) = 1×10^-4моль/л× 1× 1 = 1×10^-4 моль/л.

Маса AgNO₃ в 450 мл вихідного 0,0001н розчину:

m (AgNO₃) = c (1/1 AgNO₃) × M (1/1 AgNO₃) × V (л) =

= 1×10^-4 моль/л × 170 г/моль × 0,45л = 7,65×10^-3 г

Молярна концентрація AgNO₃ після зливання розчинів:

Концентрація іонів срібла після зливання розчинів:

с (Ag⁺) = 0,9×10^-4моль/л ×1×1 = 0,9×10^-4моль/л.

Розрахуємо фактичний добуток концентрацій іонів у новому розчині: [Ag⁺]×[CI^-] = 0,9×10^-4 ×1×10^-4 = 0,9×10^-8

Порівнюємо одержане числове значення с ДР:

[Ag⁺]×[CI^-]>1,8×10^-10_.

Таким чином, в заданих умовах AgCI випадає в осад.

ДОМАШНЄ ЗАВДАННЯ

1. Вкажіть, які з перелічених нижче речовин відносяться до

сильних і які до слабких електролітів: HCN, Sr(OH)₂, K₂SO₄, H₂SiO₃, Mg(OH)₂, HNO₃, CH₃COOH, KOH, NH₄OH, NaF, H₂S.

2. Напишіть рівняння дисоціації наступних електролітів: HNO₃, H₂S, Ba(OH)₂, Zn(OH)₂, Fe(OH)₂NO₃, NaHSO₄.

3. Складіть у молекулярному і молекулярно-іонному виді рівняння реакцій між: а) гідроксидом цинку і соляною кислотою; б) гідрокарбонатом калію і гідроксидом калію;

в) гідроксохлоридом міді(II) і соляною кислотою.

4. На основі кожного з наведених нижче молекулярно-іонних рівнянь складіть по два молекулярних:

ZnS + 2H⁺ ® Zn²⁺ + H₂S, AI(OH)₂⁺ + H⁺® AIOH²⁺ + H₂O,

PbS + 2OH^-® Pb(OH)₂ + S^2-, H₂PO₄^- + OH^-® HPO₄^2- + H₂O.

5. Розрахуйте концентрації катіонів і аніонів в 0,1М розчині подвійної солі NH₄Fe(SO₄)₂, якщо ступінь дисоціації цієї солі 70 %. Відповідь: с (NH₄⁺)=0,07моль/л;

с (Fe³⁺)=0,07 моль/л; с (SO₄^2-)=0,14 моль/л.

6.Розрахуйте молярні концентрації іонів Н⁺ і недисоційованих молекул Н₂SO₃ в 0,02М розчині сірчистої кислоти. Дисоціацією кислоти за другим ступенем знехтуйте.

Відповідь: 1,73×10^-2 моль/л; 2,1×10^-3 моль/л.

7. У насиченому розчині йодиду свинцю(II) встановилася рівновага: PbI_2(т) «(Pb²⁺ + 2I^-)_розчин . Яка речовина випаде в осад при додаванні йодиду калію КI? Як буде впливати на розчинність малорозчинного електроліту додавання в насичений розчин малорозчинної солі сильного електроліту, який містить однойменний іон?

8. Розчин, який містить 11,1 г СaCI₂ в 310 г води, кристалізується при -1,68 ⁰С. Визначте уявну ступінь дисоціації солі. Відповідь: a = 90 %.

9. Розчинність СаСО₃ при 35 ⁰С дорівнює 6,9×10^-5 моль/л. Розрахуйте добуток розчинності цієї солі при вказаній

температурі. Відповідь: ДР(СаСО₃) = 4,8×10^-9.

10. Розрахуйте, чи буде утворюватися осад малорозчинного хромату кальцію СаCrО₄ (ДР = 7,1×10^-4) при зливанні рівних об¢ємів 0,1М розчинів CaCI₂ і K₂CrO₄.

Відповідь: осад випаде.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: