Ионные равновесия в растворах электролитов конспект

Обновлено: 05.07.2024

  • Для учеников 1-11 классов и дошкольников
  • Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Тема: Ионные реакции. Условия протекания химических реакций между растворами электролитов до конца.

Цели урока:

Образовательная: сформировать понятия о реакциях ионного обмена и условиях их протекания, о полном и сокращённом ионно – молекулярном уравнениях. Объяснить отличие сокращённого ионно – молекулярного уравнения реакции от молекулярного уравнения. Ознакомить учащихся с алгоритмом составления ионно – молекулярного уравнения реакции.

Развивающая: на примере реакций ионного обмена показать учащимся особо важную роль этих химических явлений в биологических процессах.

Воспитательная: продолжить развитие навыков у учащихся самостоятельной работы с учебником, умение закреплять полученные знания при помощи соответствующих упражнений.

Задачи урока :

Пояснить учащимся сущность реакций ионного обмена и условия их протекания.

Пояснить отличие сокращённого ионно–молекулярного уравнения от молекулярного уравнения реакции.

Дать учащимся представление о правилах составления полных и сокращённых ионно–молекулярных уравнений реакций.

Тип урока: лекция, элементы самостоятельной работы, демонстрационные опыты.

Образовательные технологии: компьютерные технологии, демонстрационные опыты.

Организационный момент. Проверка домашнего задания

Проверка домашнего задания

Опрос отдельных учащихся по предложенным карточкам (карточки с заданиями выводятся на экране мультимедийного проектора с целью экономии времени).

Карточки с заданиями:

Карточка № 1

Перечисленные названия веществ разделите на 2 столбика: в один запишите – электролиты, в другой – неэлектролиты.

Раствор гидроксида калия, твердый гидроксид калия, кристаллы сахара, раствор сахара, дистиллированная вода, карбонат кальция.

На какие ионы при растворении в воде распадаются вещества, формулы которых приведены ниже? Дать названия полученным ионам. Составить уравнения диссоциации этих соединений:

Пользуясь таблицей растворимости, определите какие вещества, могут образовывать перечисленные ниже ионы:

K + , Sr 2+ , H + , Cl - , CO 3 2- , NO 3 - .

Карточка № 2

Перечисленные названия веществ разделите на 2 столбика: в один запишите – электролиты, в другой – неэлектролиты.

Кристаллы хлорида натрия, раствор хлорида натрия, сульфат бария, ледяная уксусная кислота, спирт.

На какие ионы при растворении в воде распадаются вещества, формулы которых приведены ниже? Дать названия полученным ионам. Составить уравнения диссоциации этих соединений:

Пользуясь таблицей растворимости, определите какие вещества, могут образовывать перечисленные ниже ионы:

H + , Cu 2+ , Na + , I - , SO 4 2- , OH - .

Карточка № 3

Перечисленные названия веществ разделите на 2 столбика: в один запишите – электролиты, в другой – неэлектролиты.

Раствор соляной кислоты, кристаллы сульфата цинка, раствор сульфата цинка, водный раствор спирта, хлорид серебра, бензин.

На какие ионы при растворении в воде распадаются вещества, формулы которых приведены ниже? Дать названия полученным ионам. Составить уравнения диссоциации этих соединений:

Пользуясь таблицей растворимости, определите какие вещества, могут образовывать перечисленные ниже ионы:

Al 3+ , Ca 2+ , Li + , F - , NO 2 - , OH - .

Ионные уравнения

В растворах электролитов имеются как положительно и отрицательно заряженные ионы, так и нейтральные молекулы. Поэтому согласно теории электролитической диссоциации реакции в растворах электролитов протекают не между молекулами, а между ионами или между ионами и молекулами.

Реакции между ионами называются ионными реакциями , а уравнения таких реакций – ионными уравнениями .

Условия протекания реакций ионного обмена в растворах электролитов:

образование малорастворимого вещества (осадка);

образование летучего вещества (газа)

образование слабодиссоциирующего вещества (слабого электролита, например вода)

Во всех этих случаях реакции протекают в направлении наиболее прочного связывания ионов.

Основные правила составления ионных уравнений:

Формулы веществ малодиссоциирующих (слабых электролитов), нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде.

Вещество, выпавшее в осадок, выделяют стрелкой, направленной вниз и ставят рядом с формулой, газ отмечают стрелкой направленной вверх.

Рассмотреть запись реакции ионного обмена на примере взаимодействии между растворами двух солей – нитрата серебра и хлорида натрия. (Работа по учебнику стр. 154 – 155: учащиеся читают, делают соответствующие записи).

Алгоритм составления ионно – молекулярного уравнения реакции.

Работа по учебнику стр. 156 – 157. Учащиеся читают, сделать анализ каждого пункта на примере записей в тетради.

Ионные уравнения могут быть полными и сокращенными.

Рассмотрим каждое условие протекания реакций ионного обмена на конкретном примере.

Образование осадка

Демонстрационный опыт : смешиваем растворы сульфата натрия и хлорида бария. Наблюдаем выпадение белого творожистого осадка. Составляем молекулярное и ионные уравнения реакций.

Na 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓+ 2 NaCl – молекулярное уравнение

2 Na + + SO 4 -2 + Ba +2 + 2 Cl - → BaSO 4 ↓+ 2 Na + + 2 Cl - - полное ионное уравнение

Ba +2 + SO 4 -2 → BaSO 4 ↓ - сокращенное ионное уравнение

Образование газа

Демонстрационный опыт: смешиваем растворы карбоната натрия и соляной кислоты. Наблюдаем выделение пузырьков газа. Составляем молекулярное и ионные уравнения реакций.

Na 2 CO 3 + 2 HCl → H 2 O + CO 2 ↑+ 2 NaCl – молекулярное уравнение

2 Na + + CO 3 -2 + 2 H + + 2 Cl - → H 2 O + CO 2 ↑+ 2 Na + + 2 Cl - - полное ионное уравнение

2 H + + CO 3 -2 → H 2 O + CO 2 ↑ - сокращенное ионное уравнение

Образование воды

Демонстрационный опыт: смешиваем растворы гидроксида калия и соляной кислоты. Признаков реакции не наблюдается, но если составить уравнения реакции, то мы увидим, что образуется вода. Составляем молекулярное и ионные уравнения реакций.

KOH + HCl → KCl + H 2 O – молекулярное уравнение

K + + OH - + H + + Cl - → K + + Cl - + H 2 O – полное ионное уравнение

H + + OH - → H 2 O – сокращенное ионное уравнение

Рассмотрим еще одну реакцию

Демонстрационный опыт: смешиваем растворы азотной кислоты и хлорида натрия. Признаков реакции не наблюдается, как и в предыдущем опыте. Составляем молекулярное и ионные уравнения реакций.

HNO 3 + NaCl → NaNO 3 + HCl – молекулярное уравнение (видно, что нет ни осадка, ни газа, ни воды)

H + + NO 3 - + Na + + Cl - → Na + + NO 3 - + H + + Cl - - полное ионное уравнение (все ионы сокращаются, значит такая реакция не идёт – является обратимой)

HNO 3 + NaCl ↔ NaNO 3 + HCl

Задания выводятся на экране мультимедийного проектора с целью экономии времени.

Составить уравнения реакций в ионно –молекулярном виде, укажите условие протекания каждой реакции ионного обмена:

Составить уравнения реакций в ионно –молекулярном виде, укажите условие протекания каждой реакции ионного обмена:

гидроксид натрия + серная кислота =

сульфат калия + хлорид бария =

гидроксид лития + сульфат меди ( II ) =

Закончить уравнения тех реакций, в результате протекания которых образуется газ:

Закончить уравнения тех реакций, в результате протекания которых образуется осадок:

Закончить уравнения тех реакций, в результате протекания которых образуется вода:

В основе ионных равновесий в растворах электролитов лежат положения классической теории диссоциации электролитов. Согласно этой теории кислотой называется вещество, которое при диссоциации распадается на ионы водорода и кислотного остатка:

HAn = H + + An - , (7.11)

а основанием - вещество, которое при диссоциации распадается на ионы металла и гидроксила:

MeOH = Me + + OH - (7.12)

К процессу диссоциации применим закон действующих масс:

Если концентрация кислоты или основания С, а степень диссоциации α, то уравнения для константы диссоциации кислоты (7.13) или основания (7.14) примут вид уравнения (7.3):

Из уравнений (7.11) и (7.12) видно, что при концентрации кислоты или основания С и степени диссоциации α, концентрация ионов водорода и гидроксила составит,

С учётом этого уравнение (15) можно записать в виде:

Для слабых кислот и оснований, когда α 1, уравнение (7.17) принимает вид:

Концентрации ионов водорода и ионов гидроксила в растворах электролитов связаны между собой ионным произведением воды, Чистая вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению:

Константа диссоциации воды выражается уравнением:

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрацию воды СН О можно считать постоянной величиной, тогда,

где КН О – ионное произведение воды.

Ионное произведение воды зависит только от температуры. При температуре 298 К КН О = 10 -14 . Тогда после логарифмирования уравнения (7.21) получим для температуры 298 К:

Величину ( - lg CH ) обычно обозначают через рН и называют водородным показателем, а величину (-lgCOH - ) через рОН. Тогда для ионного произведения воды для Т =298 К можно записать:

рН + рОН = 14 (7.23)

Водородный показатель рН может служить мерой кислотности или щёлочности водных растворов электролитов. Чем ниже значение рН и выше значение рОН, тем больше кислотность раствора и наоборот. Если среда нейтральна, то:

Растворы с рН 7 характеризуются кислой средой, а с рН > 7 и рОН + и ОН - в растворах слабых кислот и оснований следует учитывать диссоциацию воды. Константа диссоциации слабой кислоты НАn выражается уравнение (7.13). Концентрация ионов водорода в растворе кислоты вследствие диссоциации воды и электронейтральности раствора составит:

и для ионов гидроксила

На основании классической теории электролитической диссоциации было введено понятие произведения растворимости малорастворимых солей. Процесс диссоциации малорастворимой соли АxBy протекает по уравнению:

Найди готовую курсовую работу выполненное домашнее задание решённую задачу готовую лабораторную работу написанный реферат подготовленный доклад готовую ВКР готовую диссертацию готовую НИР готовый отчёт по практике готовые ответы полные лекции полные семинары заполненную рабочую тетрадь подготовленную презентацию переведённый текст написанное изложение написанное сочинение готовую статью

Ионное равновесие в растворах электролитов : диссоциация воды, рН растворов, диссоциация слабых электролитов, гидролиз, буферные растворы, произведение растворимости.

ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. рН РАСТВОРОВ.

Диссоциация воды протекает по схеме :

Константу диссоциации можно выразить как

=


Т.к. степень диссоциации воды очень мала, то можно считать постоянной и ввести ее в значение константы диссоциации :

Рекомендуемые материалы


При Т = const Kw = const и не зависит от концентрации ионов Н + и ОН - ; Kw называется ионным произведением воды. При 25 о С Kw = 10 -14 .


В нейтральном растворе = 10 -7 моль/л.


рН = - lg [] - водородный показатель, введенный Зеренсеном (1909). РН = 7 отвечает нейтральному раствору только при 25 о С. Kw очень сильно зависит от Т (увеличивается в 100 раз в интервале 20-100 о С), т.е. с ростом Т концентрация образующихся ионов Н + и ОН - будет увеличиваться, и при t > 25 о С рН = 7 будет соответствовать кислому раствору, а при t о С - щелочному.

Кислые растворы - такие, в которых [Н + ] > [ОН - ]; щелочные - [ОН - ] > [Н + ]. Т.к. мерой кислотности служит [Н + ], то в ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой аналитической концентрации [Н + ] выше (т.е. больше степень диссоциации).

Следует помнить, что величины концентраций ионов Н + в выражении для рН можно использовать взамен активностей только в случае достаточно разбавленных растворов.

ДИССОЦИАЦИЯ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

При диссоциации слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Рассмотрим простейший пример, когда молекула распадается только на два иона :

На основании закона действующих масс напишем выражение для константы равновесия Ка :


Ка =

Активность растворителя (воды) в разбавленных растворах можно считать постоянной :

Ка × = Кд =

Величина Кд называется термодинамической константой диссоциации (или просто константой диссоциации).

Ка зависит от Т, но не зависит от концентрации растворенного вещества.

Заменив активности произведениями аналитических концентраций на соответствующие коэффициенты активности, получим, например, пользуясь моляльностью :

Кд = × = Кm ×

Можно выразить Кд через молярность с и соответствующие коэффициенты активности :

Кд = × = Кс ×

Кс - классическая константа диссоциации.


Для точных расчетов ионных равновесий необходимо пользоваться термодинамической константой диссоциации Кд. Коэффициенты активности можно рассчитать по уравнениям Дебая-Гюккеля.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

Гидролизом называется обменная реакция вещества с водой. В результате гидролиза солей сильных кислот и слабых оснований (NH4Cl) или слабых кислот и сильных оснований (СН3СООNa) образуются слабодиссоциированные кислоты или основания, что приводит к нарушению равенства концентраций ионов Н + и ОН - в растворе и раствор приобретает кислую или щелочную реакцию.


Ка =


В разбавленных растворах можно считать постоянной :

Ка × = Кг =

Кг - константа гидролиза.

Константа диссоциации уксусной кислоты :

Кд,к = ; = / Кд,к


После подстановки (учитывая, что = Кw ) :

Аналогично для соли сильной кислоты и слабого основания (NH4Cl) можно получить :

Для соли слабой кислоты и слабого основания :


Кг =

= / Кд,к ; = / Кд,о


Кг = / Кд,к × Кд,о = Кw / Кд,к × Кд,о

Т.о., константы гидролиза солей можно рассчитать, зная константы диссоциации соответствующих слабых кислот и оснований.

Наряду с константой гидролиза реакции гидролиза характеризуются также степенью гидролиза. Степень гидролиза b - доля молекул соли, подвергшихся гидролизу, от общего числа молекул соли.

Для гидролиза CH3COONa :


b =

Кг = =

где с - исходная концентрация CH3COONa.

В случае гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты связь между Кг и b точно такая же. Зная Кг ,можно рассчитать b, решая уравнение :

сb 2 + Кгb - Кг = 0


При малых значениях b (b 2 и b = .

Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием,

Кг = =


При b 2 и b = .

Анализ уравнений показывает, что степень гидролиза солей слабых кислот и сильных оснований и солей сильных кислот и слабых оснований уменьшается с ростом концентрации соли и увеличивается при разбавлении растворов; степень гидролиза солей слабого основания и слабой кислоты от концентрации раствора практически не зависит.

Зависимость Кг от температуры : Кw возрастает с ростом Т очень значительно, Кд от Т почти не зависит, следовательно, Кг с повышением Т увеличивается, соответственно возрастает и b.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ.

Буферными растворами называются растворы с устойчивой активностью водородных ионов, т.е. с определенным значением рН, которое практически не зависит от разбавления раствора и слабо меняется при прибавлении к раствору сильной кислоты или сильного основания - эта способность и называется буферностью.

Обычно буферные растворы представляют собой растворы, содержащие слабую кислоту (или основание) вместе с ее солью. Пример - смесь уксусной кислоты и ацетата Na. В растворе имеется сопряженная пара - СН3СООН и СН3СОО - , действие которой состоит в том, что при добавлении сильной кислоты ее протоны связываются основанием СН3СОО - , а при введении сильного основания уксусная кислота отдает ему свои протоны, и в обоих случаях [Н + ] изменяется незначительно.

Найдем количественную связь между значением рН и активностями (в случае разбавленных растворов - концентрациями) растворенных веществ :

Кд,к = ; = Кд,к

Если к раствору слабой кислоты добавлена соль этой кислоты и сильного основания, то диссоциация кислоты подавляется, и равна общей активности кислоты ак (в растворе смеси уксусной кислоты и ацетата натрия), а можно считать равной активности ацетата натрия ас :

= Кд,к

Подбирая различные отношения концентраций кислоты и соли, можно получить растворы с различными значениями рН. При данном составе раствора значение рН мало зависит от Т.

Другой пример буферного раствора - слабое основание NH4OH и его соль с сильной кислотой NH4Cl. Для этой сопряженной пары получим :

Кд,о = =

= Кд,о ; = =

Анализ уравнений показывает, почему разбавление буферных растворов практически не меняет рН растворов : рН зависит не от абсолютных значений концентраций кислоты и ее соли, а от их соотношения.

Количественной характеристикой буферности является буферная емкость - число эквивалентов щелочи или кислоты, необходимое для изменения рН на 1 :


b¢ =

Величина b¢ зависит от Кд,к ( Кд,о) и максимальна в области рН, близкой к рК. Буферные емкости одного и того же раствора относительно кислоты и щелочи различны.

Буферные смеси можно приготовить не только из кислоты (или основания) и соли, но и из двух солей на разных ступенях диссоциации (Na2HPO4 и NaH2PO4).

Буферные смеси находят применение при измерениях рН растворов, для проведения химических процессов в условиях постоянства рН.

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ.

При растворении твердых веществ в воде может быть достигнуто состояние насыщения раствора, при котором для данной Т растворение вещества прекратится, при этом твердая фаза будет находиться в равновесии с растворенным веществом. Если вещество (соль MnAm) является электролитом, то в растворе установится равновесие

Константа диссоциации соли Кд = ; при данной Т является величиной постоянной.

Кд × = ПР =

Т.о., в насыщенном растворе соли произведение активностей ее ионов есть величина постоянная, она называется произведением растворимости.

Если соль малорастворима и ее раствор разбавлен, то в выражении для ПР активности можно заменить концентрациями.

Из уравнения для ПР следует, что при добавлении к раствору малорастворимой соли хорошо растворимого соединения, имеющего общий ион с малорастворимой солью, растворимость соли будет уменьшаться. Кроме того, добавление посторонней соли к раствору увеличивает ионную силу этого раствора и уменьшает коэффициент активности той соли, которая находилась в растворе до введения посторонней добавки.

Величины ПР имеют большое практическое значение в химической технологии и в аналитической химии, т.к. они определяют условия, при которых должно происходить растворение солей или выделение их из растворов.

ПР наиболее точно можно измерить методом ЭДС; часто также пользуются определением растворимости по электропроводности насыщенных растворов, однако этот метод применим только к растворам чистой соли.

где n - количество вещества, С - концентрация.

Если степень диссоциации электролита a > 30%, то такой электролит называется сильным. К сильным электролитам относятся соли, сильные кислоты (HCl, H2SO4, HNO3, HClO4 и некоторые другие), щелочи (основания щелочных и щелочноземельных металлов NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2). Диссоциация сильных электролитов протекает необратимо и в одну стадию. Например:

Если степень диссоциации электролита a + + H2PO

[H + ], [H2PO4 ], [HPO4 ], [PO4 ], [H3PO4] - равновесные концентрации ионов; К1, К2, К3 - ступенчатые константы диссоциации; К - общая константа диссоциации.

Константа диссоциации слабого электролита не зависит от его концентрации, но возрастает с повышением температуры. Чем меньше величина константа диссоциации, тем слабее электролит.

Для слабого бинарного электролита AB, который диссоциирует с образованием ионов A + и B , константа диссоциации связана со степенью диссоциации (закон разбавления Оствальда):

Добавление в раствор слабых электролитов одноименных ионов вызывает смещение равновесия реакции диссоциации в сторону ее уменьшения (эффект одноименного иона).

Концентрации ионов в растворах сильных электролитов велики, поэтому ионы взаимодействуют друг с другом. Это приводит к уменьшению их подвижности. Кажущаяся концентрация ионов, проявляющаяся в их взаимодействии, носит название активности ионов:

a = f . C, где a – активность; f – коэффициент активности.

Коэффициент активности определяется составом и концентрацией ионов в растворе, а также их зарядом:

lg f = - 0.5 Z 2 I 1/2

где z – заряд иона; I – ионная сила раствора; C – концентрация иона в растворе.

Вода - слабый электролит, диссоциирует в незначительной степени с образованием ионов водорода Н + и гидроксил-анионов ОН : Н2О Н + + ОН .

Состояние равновесия этой реакции характеризуется константой, которая называется ионное произведение воды: К = [Н + ] [ОН ] = 10 14 (при 22 0 С), где [Н + ] и [ОН ] - равновесные концентрации ионов.

Обычно вместо величин [Н + ] и [ОН ] используют их отрицательные десятичные логарифмы. Эти величины называют соответственно водородным и гидроксильным показателями: рН = - lg [Н + ], рОН = - lg [ОН ], рКВ = рН + рОН = 14.

Нейтральные растворы не имеют избытка ионов Н + или ОН : [Н + ] = [ОН ] = 10 7 ; рН = рОН = 7

Кислые растворы содержат избыток ионов Н + : [Н + ]> [ОН ]; рН 7

Щелочные растворы содержат избыток ионов ОН : [Н + ] 7; рОН + + 2NO2 + 2H + + SO4 2 2Na + + SO4 2 + 2HNO2

(полное ионное уравнение реакции)

(сокращенное ионное уравнение реакции)

Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации:

HCl H + + Cl (кислоты при диссоциации дают ионы Н + );

NaOH Na + +OH (основания при диссоциации дают ионы ОН );

NaCl Na + +Cl (cоли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков).

Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся оксиды и основания некоторых металлов: цинка, алюминия, свинца, олова, хрома(III) и некоторых других. Они способны диссициировать как по типу кислот, так и по типу оснований:

Добавление сильных кислот и оснований смещает равновесие в одну из сторон (амфотерные основания реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакции соли):

Цель работы. Изучить реакции, идущие в растворах электролитов, и условия их смещения.

Порядок работы.

Опыт 1. Ионизирующее действие воды

В сухой пробирке перемешайте небольшие количества кристаллических карбоната натрия Na2CO3 и щавелевой кислоты H2C2O4. Идет ли реакция? Добавьте 2 мл дистиллированной воды. Запишите наблюдения.

Опыт 2. Реакции с образованием осадков

В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов:

а) серной кислоты; б) сульфата какого-либо металла. В каждую пробирку добавьте 2-3 капли раствора хлорида бария. Запишите наблюдения.

Опыт 3. Реакции с образованием газов

В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов:

а) карбоната калия; б) карбоната натрия. Добавьте в каждую пробирку 3-4 капли разбавленной соляной кислоты. Запишите наблюдения.

Опыт 4. Сильные и слабые электролиты

В отдельные пробирки налейте по 2 мл разбавленных растворов: а) соляной кислоты; б) уксусной кислоты. В каждую пробирку положите по грануле цинка. Сравните интенсивность выделения газа в двух пробирках.

Опыт 5. Ослабление диссоциации слабого электролита

(эффект одноименного иона)

а) В пробирку налейте 4 мл разбавленной уксусной кислоты и добавьте 2 капли метилоранжа. Отлейте половину раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько кристаллов ацетата натрия. Сравните цвет растворов в пробирках.

б) В пробирку налейте 4 мл разбавленного водного раствора аммиака и добавьте 2 капли фенолфталеина. Отлейте половину раствора в другую пробирку и добавьте в нее несколько кристаллов хлорида аммония. Сравните цвет растворов в пробирках.

Опыт 6. Амфотерные основания

а) В пробирку налейте 3 мл раствора хлорида цинка. Осторожно добавьте 2 капли раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида цинка. Разделите осадок на 2 части и испытайте его растворимость в соляной кислоте и гидроксиде натрия. Запишите наблюдения.

б) Повторите опыт, используя соль хрома (III). Отметьте изменение цвета раствора.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Уравнение реакции: а) в молекулярной форме; б) в полной ионной форме;

в) в сокращенной ионной форме.

Типовые задачи.

1. Напишите уравнения реакций диссоциации следующих электролитов: AlCl3, H2SO3, NaHCO3. Для обратимых процессов запишите выражения констант равновесия.

2. Вычислите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе соляной кислоты, если степень ее диссоциации равна 98%.

3. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты, запишите уравнения в ионно-молекулярной и сокращенной форме:

а) AgNO3 + BaCl2 ® б) Ca(OH)2 + HCl ®
в) Na2SO3 + H2SO4 ® г) CaCO3 + HNO3 ®
д) K2SO4 + NaOH ® e) Pb(OH)2 + KOH ®
ж)Al2(SO4)3+NaOH(изб.)® з) AgNO3 + H2S ®

4. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь 0,01 М AlCl3 и 0,1 М Na2SO4.

5. Вычислите ионную силу раствора, содержащего смесь 0,01 М Cr2(SO4)3 и 1М NaCl.

6. Вычислите активность ионов Са 2+ в 0,1 М растворе СаСl2.

Вычислите активность ионов Nа + в 0,1 М растворе Nа3PO4.

Константа диссоциации масляной кислоты составляет 1.5 10 . Рассчитайте степень ее диссоциации и рН в 0,005 М растворе.

Вычислите рН раствора муравьиной кислоты, если

Вычислите концентрацию ацетат-ионов в 0,1 М растворе уксусной кислоты в присутствии 0,01 моль соляной кислоты.

Лабораторная работа 5

Буферные растворы

Теоретические основы. Буферные растворы используют для поддержания постоянной величины рН в исследуемом растворе при добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты, сильного основания или при разбавления раствора.

В качестве буферных растворов обычно используют смеси растворов слабых кислот или слабых оснований и их солей или смеси солей многоосновных кислот различной степени замещения. В таблице приведены примеры наиболее часто используемых буферных растворов и величины рН, которые они поддерживают:

Состав буферного раствора Название буфера рН
Смесь СН3СООН и СН3СООNа Ацетатный буфер 4,7
Смесь NаН2РО4 и Nа2НРО4 Фосфатный буфер 6,5
Смесь NН4ОН и NН4С1 Аммиачный буфер 9,25

Буферная система может связывать как ионы Н + , так и ОН - приливаемых сильных кислот и оснований в слабые электролиты, незначительно изменяя величину рН раствора.

Пример: Ацетатный буферный раствор содержит смесь CH3COOH и CH3COONa. Диссоциация слабого электролита – уксусной кислоты – отражается уравнением реакции: CH3COOH CH3COO + H + и описывается константой равновесия:

При добавлении ацетата натрия концентрация ионов CH3COO возрастает и определяется концентрацией соли: [CH3COO ] Cс. Диссоциация слабого электролита уменьшается за счет введения одноименного иона, поэтому [CH3COOH] Cк, где Cк – концентрация кислоты.

Таким образом, рН буферных растворов не зависит от концентраций компонентов, а определяется их отношением.

При добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований компоненты буферного раствора реагируют с ними, переводя их в слабые электролиты:

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O (концентрация соли увеличивается на концентрацию добавленной щелочи, а концентрация кислоты уменьшается на ту же величину):

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl,

Так как отношение концентраций изменяется меньше, чем их сумма или разность, общее значение рН изменяется незначительно.

Количество сильной кислоты или сильного основания, которые нужно добавить к буферному раствору для изменения рН одного литра его раствора на единицу, называют буферной емкостью (B). Она может быть вычислена относительно кислоты (Bа) или основания (Bb).

где Ba и Bb – буферные емкости по кислоте и основанию соответственно; Ca и Cb – концентрации добавленных кислоты и основания; pH1 и pH2 – исходные и конечные значения рН раствора; Va and Vb – объемы добавленных сильных кислоты и основания.

Цель работы. Изучить свойства буферных растворов.

Порядок работы.

Опыт 1. Определение рН буферных растворов

1. Приготовьте ацетатные буферные растворы, содержащие различные количества компонентов, согласно приведенной таблице:

Буферный раствор
Объем кислоты, мл
Объем соли, мл
Cк/Cс=Vк /Vс
pH (измеренный)
pH (рассчитанный)

2. Используя рН-метр, измерьте рН буферных растворов и занесите результаты в таблицу.

3. Используя теоретические формулы, рассчитайте рН буферных растворов и занесите результаты в таблицу.

4. Сравните полученные результаты.

Опыт 2. Определение буферной емкости

1. Приготовьте ацетатный буферный раствор, содержащий 10 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты и 10 мл 0,1 М раствора ацетата натрия.

2. Измерьте рН буферного раствора. Результаты занесите в таблицу.

3. Добавьте к раствору 10 мл дистиллированной воды и снова измерьте рН. Сравните полученные значения и сделайте вывод.

4. Приготовьте две новые порции буферного раствора и добавьте в них по 2 мл 0,1 М растворов соляной кислоты или гидроксида натрия. Измерьте рН и занесите результаты в таблицу. Вычислите буферные емкости раствора по кислоте и щелочи.

5. Повторите измерения, используя ацетатный буферный раствор с другим соотношением компонентов или дистиллированную воду.

6. Оформите результаты в виде таблицы:

№ раствора Состав раствора
Объем кислоты, мл
Объем соли, мл
Объем дистилированной воды, мл
рН(1)
Объем добавленной дист. воды, мл
Объем добавленной HCl, мл
Объем добавленного NaOH, мл
рН(2)
Буферная емкость

Форма лабораторного отчета

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Заполненная таблица.

5. Расчеты рН и буферной емкости.

Типовые задачи.

1. Напишите уравнения реакций, происходящих в аммиачном буферном растворе при добавлении к нему небольших количеств а) - соляной кислоты и

б) - гидроксида натрия.

2. Вычислите рН формиатного буферного раствора, содержащего в 1 л 0,1 моль муравьиной кислоты и

0,01 моль формиата калия.

3. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего 1 М раствор гидроксида аммония и

0,001 М раствор хлорида аммония.

4. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего в 500 мл 5,25 г гидроксида аммония и 4,01 г хлорида аммония.

5. Вычислите рН ацетатного буферного раствора, содержащего в 1 л 0,25 моль уксусной кислоты и

0,12 моль ацетата натрия после добавления к нему

0,02 моль гидроксида калия.

6. После добавления 5 мл 0,1 М раствора соляной кислоты к 100 мл ацетатного буферного раствора его рН изменился от 4,50 до 4,35. Вычислите буферную емкость раствора.


Электрохимия – раздел физической химии, в котором изучают физико-химические свойства ионных систем, а также процессы и явления на границах раздела фаз с участием заряженных частиц (ионов или электронов). Теория растворов электролитов – один из разделов электрохимии – занимается изучением как равновесных, так и неравновесных свойств этих однофазных систем.

Актуальность данной темы связана с тем, что электролиты играют важную роль в науке и технике. Они участвуют в электрохимических и многих биологических процессах, являются средой для органического и неорганического синтеза и электрохимического производства. При этом всё большую роль играют неводные растворы электролиты. Изучение свойств растворов электролитов важно для создания новых химических источников тока и совершенствования технологических процессов разделения веществ - экстракции из растворов и ионного обмена.

1. Общее представление об электролитах

Электролит – это вещество или система, содержащая в заметных количествах ионы, ионно-молекулярные частицы, способные переносить ток. Это проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

Представления о процессах, приводящих к образованию электролитных растворов, развивались рядом выдающихся исследователей физиков и химиков, начиная с момента обнаружения явления электропроводности растворов. К настоящему времени, во многом благодаря усилиям ученых российских химических школ (Д.И. Менделеев, И.А.Каблуков, М.И. Усанович, Н.А. Измайлов, Ю.Я. Фиалков и др.), в основном завершен синтез физических и химических концепций образования электролитных растворов.

По современным представлениям ионы в растворе сольватированы. Явление сольватации заключается в том, что ионы в растворе движутся вместе с некоторой частью растворителя, вступившего с ним во взаимодействие, и нарушают структуру растворителя. Различают первичную и вторичную сольватацию. Первичная сольватация состоит в прочном связывании ионов молекул растворителя. Эти связанные молекулы совершают броуновское движение вместе с ионом, как целое. Вторичная сольватация представляет электростатическое взаимодействие молекул растворителя с первично сольватированным ионом.

Кроме сольватации важным фактором, приводящим к диссоциации электролита, является способность молекул растворителя образовывать разного типа связи с частицами электролита. Например, молекулы воды обладают способностью образовывать водородные связи не только между собой, но и с другими молекулами, содержащими атомы сильно электроотрицательных элементов, таких, как F, О, N, С1.

1. Раствор образуют электролит и не вступающий с ним в химическое взаимодействие неэлектролитный компонент (растворитель). В этом случае электропроводность определяется наличием в растворе автокомплексов (групп молекул, ионных пар либо ионов данного электролита в жидкой фазе раствора) электролитного компонента:

2. Электролитный раствор образуется в результате кислотно-основного взаимодействия непроводящих ток в индивидуальном виде компонентов:

Образующийся по схемам (1.1) и (1.2) автокомплексы и соединения диссоциируют на ионы, обеспечивающие электропроводность раствора.

По способности к электролитической диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты диссоциируют в растворе на ионы практически полностью. Примерами сильных электролитов в водных растворах могут служить некоторые неорганические основания (NaOH) и кислоты (HCl), а также большинство неорганических и органических солей. Слабые электролиты диссоциируют в растворе только частично. Доля продиссоциировавших молекул, из числа первоначально взятых называется степенью диссоциации. К слабым электролитам в водных растворах относятся почти все органические кислоты.

2. Электролитическая диссоциация

Распад растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя называют электролитической диссоциацией.

Диссоциацию любых электролитов следует рассматривать с единой точки зрения как процесс, происходящий в несколько последовательных стадий. Вещество КА, взаимодействуя с растворителем, образует продукт присоединения КА + nМ ↔ КАМn. В результате дальнейшей сольватации этот продукт диссоциирует на ионы:

КАМn+ mМ ↔ Kc++Ac- (1.3)

Наряду с образованием неионизированных продуктов присоединения возможна, особенно в средах с низкой диэлектрической проницаемостью, ассоциация ионов в ионные двойники: Kc++Ac-↔Kc+Ac-. Положение равновесия зависит от свойств растворенного электролита и растворителя. Для сильных электролитов чаще всего основную роль играет процесс ассоциации ионов, а первые два превращения идут до конца. Для слабых электролитов, в том числе и для слабых солей, главную роль играют первые два процесса, однако в ряде случаев диссоциирующее вещество участвует во всех равновесиях.

Общая схема равновесий, устанавливающихся в растворах электролитов, учитывающая возможность непосредственного превращения продукта присоединения КАМn в ионный ассоциат Kc+Ac-, запишется так:

КА+n+mM↔КАМn+ mМ ↔Kc++Ac-

где Кнест – константа нестойкости продукта присоединения; Кдис – константа диссоциации продукта присоединения на сольватированные катионы К + с и анионы А - с; Kc+Ac- - ионный ассоциат; Касс. – константа диссоциации ионов; Кпр. – константа реакции превращения неионизированного продукта присоединения в ионный ассоциат. Сумма стехиометрических коэффициентов х + у — n. Суммарная константа образования ионов записывается в виде:

где a – активность соответствующих химических форм.

Приведенными в схеме процессами не исчерпываются все явления взаимодействия, происходящие в концентрированных неводных растворах электролитов. Я. А. Фиалков следующим образом классифицировал ассоционно-диссоционные процессы, происходящие в растворах:

Ассоциация молекул (и ионов) растворенного вещества с молекулами растворителя или с молекулами (и ионами) других компонентов системы, проявляющаяся в реакциях сольватации и комплексообразования (их следствием является образование электролитных растворов).

Ассоциация ионов, сопровождающаяся образованием ионных пар и более сложных ионных скоплений — тройников, квадруполей и т. д.;

Ассоциация молекул растворителя, являющаяся одним из условии проявления их индивидуальных свойств (эта ассоциация имеет большое значение при сольватации кислот и оснований);

Ассоциация молекул растворенного вещества или продуктов их взаимодействия с растворителем между собой

Исходя из вышеизложенного, а также учитывая результаты прямого исследования молекулярного состояния неводных растворов электролитов, механизмы электролитических равновесий можно свести к двум основным типам:

Предельным случаем этого механизма будет аррениусовский механизм термической диссоциации с n=1. Типичным примером реализации механизма (1.6) является схема автоионизации галагенидов III-VI групп:

Комплексообразование (сольватация) – диссоциация (см. схему (1.4)).

В состоянии равновесия доля молекул, распавшихся на ионы, характеризует степень диссоциации электролита. Степень диссоциации ( ) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (Nдис.) к общему числу молекул растворенного вещества (Nобщ.):

Степень диссоциации обычно определяют по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов.

Степень диссоциации зависит от природы растворителя, концентрации электролита, температуры и присутствия других электролитов в растворе. Чем больше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем больше степень диссоциации электролита( приближенное правило Каблукова-Нернста-Томсона). В пределах одной группы растворителей, например спиртов, это правило хорошо выполняется, однако при переходе к представителям разных групп, например нитрометану, пиридину и ацетону, зависимость нарушается.

Частным случаем константы равновесия реакции служит константа электролитической диссоциации (Кдисс), являясь важной количественной характеристикой состояния электролита в растворе. Так, для электролита АВ, диссоциирующего в растворе по схеме:

выражение для константы диссоциации Кдисс имеет вид:

Кдисс=сА+∙ сВ- сАВ . (1.9)

Если с – концентрация электролита, а α – степень диссоциации, то равновесные концентрации частиц будут равны соответственно:

сА+=αс, сВ-=αс, сАВ=с1- α.

Подставляя эти соотношения в уравнение, получаем:

Уравнение называется законом разведения Оствальда.

При небольших значениях α можно принять, что 1 – α ≈1. Тогда уравнение переходит :

Степень диссоциации обратно пропорциональна корню квадратному из концентрации электролита. При уменьшении концентрации электролита, например, в 100 раз степень диссоциации возрастает в 10 раз.

Константа диссоциации зависит от природы растворителя и температуры, но не зависит от концентрации электролита в растворе.

В растворах электролитов наблюдается более значительные отклонения от идеальности, чем в растворах неэлектролитов той же концентрации. Это объясняется электростатическим взаимодействием между ионами: притяжение ионов с зарядами разных знаков и отталкиванием ионов с зарядами одного знака.

Механизмы образования атомно-молекулярных частиц, способных в жидких растворах переносить заряд, их состав, строение, величина собственного заряда, подвижность, непосредственно влияют как на величину электропроводности, так и на характер ее зависимости от концентрации электролита и параметров состояния. На величины констант равновесных процессов, определяющих концентрацию ионов в растворе, влияют физические (диэлектрическая проницаемость, полярность и т.д.) и химические (донорно-акцепторная способность, строение молекул и т.д.) характеристики компонентов раствора, а также параметры состояния рассматриваемой термодинамической системы (температура, давление и т.д.). При этом степень влияния каждого из этих факторов зависит от рассматриваемой области концентрации электролита и величин параметров состояния.

3. Электрическая проводимость

Электрические заряды в растворах переносятся ионами. При прочих равных обстоятельствах количество перенесенного электричества зависит от заряда, переносимого ионами, и от скорости с которой они движутся.

Ионы в растворе электролита находятся в непрерывном беспорядочном движении. При наложении внешнего электрического поля на хаотичное тепловое движение ионов появляется ориентированное движение к поверхности электродов: катионов — к отрицательному, а анионов — к положительному электроду. На скорость передвижения катионови анионовв преимущественном направлении влияет ряд факторов: размер иона, заряд иона, напряженность внешнего электрического поля, концентрация электролита, температура.

Величина, характеризующая способность веществ проводить электрический ток под действием внешнего электрического поля, называется электрической проводимостью.

Электрическая проводимость (L) – величина, обратная электрическому сопротивлению проводника (R). Измеряется в сименсах (См): См = Ом -1 .

где ρ – удельное сопротивление; æ - удельная электрическая проводимость; S – площадь сечения проводника; l – длина проводника.

Электрическая проводимость в растворах электролита зависит от природы электролита и растворителя, концентрации и температуры.

Для оценки проводимости растворов и влияния на нее различных факторов применяют две величины: удельную и молярную электрическую проводимость.

Удельная электрическая проводимость (æ) – это электрическая проводимость объема раствора, заключенного между двумя параллельными электродами, имеющими площадь по одному квадратному метру и расположенными на расстоянии одного метра друг от друга.

Удельная электрическая проводимость является величиной, обратной удельному сопротивлению ρ:

Удельное сопротивление определяется по уравнению

где R – общее сопротивление проводника, Ом; l– длина проводника, м; s – поперечное сечение проводника, м 2 .

Из уравнения (1.15) имеем

Полученное выражение показывает, что размерность , т.е. единица удельного сопротивления, выражается величиной [ρ]=Ом·м.

Единица удельной электрической проводимости, т.е. размерность ее, выражается обратной величиной æ=1/(Ом·м) = Ом -1 ·м -1= См·м -1 .

Отношение расстояния между электродами l и их площади называют постоянной электролитической (кондуктометрической) ячейки

Подставляя (1.17) в уравнение (1.13) получим:

Величину K определяют экспериментально.

Удельная электрическая проводимость раствора электролита зависит от природы электролита, концентрации раствора и температуры.

В разбавленных растворах сильных и слабых электролитов рост электрической проводимости с концентрацией обусловлен увеличением числа ионов, переносящих электричество. В области концентрированных растворов повышение концентрации сопровождается увеличением вязкости раствора, что снижает скорость движения ионов и электрическую проводимость. Кроме того, у слабых электролитов в концентрированных растворах заметно снижается степень диссоциации и, следовательно, число ионов, переносящих электричество.

Графическая зависимость удельной электрической проводимости водных растворов слабых и сильных электролитов от концентрации (рис. 1) проходит через точку максимума.

Рис.1 Зависимость удельной электрической проводимости от концентрации

Повышение температуры ведет к увеличению удельной электрической проводимости. Это объясняется понижением вязкости раствора и уменьшением гидратации ионов, а для растворов слабых электролитов увеличением их степени диссоциации. Поэтому измеряют электрическую проводимость при постоянной температуре.

Зависимость удельной электрической проводимости разбавленных растворов от температуры описывается эмпирическим уравнением:

где  и β– температурные коэффициенты проводимости.

Коэффициенты α и β зависят от природы электролита: для сильных кислот α=0,0164, для сильных оснований α=0,0190, для солей α=0,0220.

Молярная электрическая проводимость (λ) равна электрической проводимости такого объема раствора электролита, содержащего 1г/моль растворенного вещества и находящегося между двумя параллельными электродами, расположенными на расстоянии одного метра друг от друга. Для слабых электролитов изменение молярной электрической проводимости от концентрации раствора связано в основном со степенью диссоциации и для сильных электролитов – с межионным взаимодействием.

Из определений удельной и молярной электрических проводимостей следует, что они связаны соотношением:

где с — концентрация, моль/дм -3 (моль/л); λ — молярная электрическая проводимость, См·см 2 ·моль -1 ; æ — удельная электрическая проводимость, См·см -1 .

Поскольку электрическая проводимость объема раствора электролита определяется количеством в этом объеме ионов, переносящих электричество, и скоростью их миграции, для молярной проводимости справедливо соотношение:

Для сильных электролитов α=1 и

где u+,u- - абсолютныескорости движения ионов;  — степень диссоциации электролита; F — число Фарадея, т. е. количество электричества, которое несет 1 моль однозарядных катионов или анионов.

где NA=6·10 23 – число Авагадро, e=1,6·10 -10 Кл – заряд электрона.

называются подвижностямиионов. Их размерность [λ±]=См·м 2 ·моль -1 .

Вводя значения λ+ и λ- в (1.21) и (1.22), получаем для слабых электролитов

и для сильных электролитов

При разбавлении раствора молярная электрическая проводимость как сильных, так и слабых электролитов возрастает: для слабых электролитов — вследствие увеличения степени диссоциации (), для сильных — в результате повышения абсолютной скорости движения ионов (u+, u-).

Молярная электрическая проводимость с уменьшением концентрации раствора увеличивается и при с→0 стремится к некоторому предельному максимальному значению, которое называется молярной электрической проводимостью при предельном разбавлении (λ∞). Ее значение может быть выражено соотношением:

где λ+∞ и λ-∞ - подвижности ионов при предельном разведении. Уравнение (1.26), справедливое как для сильных, так и для слабых электроитов, называется законом Кольрауша, согласно которому молярная проводимость при предельном разведении равна сумме подвижностей ионов при предельном разведении. Из уравнений (1.26) и (1.23) получаем

где F – постоянная Фарадея: u+∞и u-∞ - абсолютные скорости при предельном разведении[6].

Предельная подвижность ионов зависит только от природы растворителя и температуры; для многих ионов эта величина экспериментально определена и приведена в справочниках.

Характер зависимости молярной электрической проводимости от концентрации (см. рис. 2) для сильных и слабых электролитов различен, поскольку влияние концентрации обусловлено различными причинами.

Рис. 2. Зависимость молярной электрической проводимости растворов слабых (1) и сильных (2) электролитовот концентрации


Студенческий научный форум - 2015
VII Международная студенческая научная конференция

Читайте также: