V КОЛИЧЕСТВЕННОЕ ОПИСАНИЕ РАВНОВЕСИЙ

В РАСТВОРАХ КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ, СОЛЕЙ

§ 14 СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ И КОНСТАНТА

ДИССОЦИАЦИИ СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА

Степень диссоциации ─ это отношение числа частиц вещества, распавшихся на ионы, к общему числу частиц, помещенных в растворитель. Обозначается буквой α. К сильным электролитам относятся вещества, имеющие в данном растворителе α > 30%, к слабым ─ α <3% и к средним ─ 3% < α < 30%. При диссоциации слабых электролитов в растворе находятся как продукты диссоциации ─ ионы, так и исходные молекулы. Концентрация этих частиц в момент равновесия определяется степенью диссоциации слабого электролита. Для сильных электролитов число распавшихся частиц (моль∕л) совпадает с концентрацией вещества в растворе.

Константа диссоциации слабого электролита:

CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺

[CH₃COO^-][H⁺]

Кдис. = -------------------------

[CH₃COOH]

Принимая исходную концентрацию кислоты равной С, а степень диссоциации α, получаем, что продиссоциировало к моменту равновесия αС моль в литре молекул. При этом получили по αС моль каждого иона. Концентрация оставшихся молекул равна (С-αС). Подставив значения равновесных концентраций ионов и молекул кислоты в уравнение Кдис., получим:

α²С² α²С

Кдис. = --------- = -------

С(1 - α) 1- α

Это соотношение называется уравнением Оствальда. Если α << 1, то уравнение упрощается:

Кдис. ≈ α²С

α ≈ √ Кдис. ∕ С

Из последнего выражения следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита, а в предельно разбавленных растворах слабые электролиты становятся сильными.

§ 15. РАСЧЕТ рН РАСТВОРОВ СЛАБЫХ И СИЛЬНЫХ

КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

В водных растворах концентрации ионов H⁺ и OH^- взаимосвязаны выражением константы диссоциации воды:

H₂O = H⁺ + OH^-; К = 1.8• 10^-16(при 22^оС)

Так как концентрацию воды ([H2O] = 1000∕18 = 55,49 моль ∕ л) можно считать постоянной величиной (из-за ничтожной степени диссоциации), то и произведение концентраций ионов H⁺ и OH^- для данной температуры будет величиной постоянной, которая называется ионным произведением воды Кв:

Кв. = 1.8•10^-16 •55,49 = [H⁺][OH^-] = 1•10^-14

Это произведение не зависит от концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов, а зависит только от температуры.

В чистой воде или в нейтральном растворе [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль ∕ л

В кислой среде [H⁺] > 10^-7 моль ∕ л и соответственно [OH^-] < 10^-7 моль ∕ л.

В щелочной среде наоборот.

Для удобства пользуются не концентрацией ионов, а отрицательным логарифмом концентрации, обозначаемым символами рН и рОН:

рН = -lg[H⁺]; рОН = -lg[OH^-] рН + рОН = 14

Величина рН называется водородным показателем среды.

В растворах сильных кислот и оснований молярная концентрация ионов совпадает с молярной концентрацией кислоты или щелочи с учетом стехиометрии, поэтому в выражение для расчета рН подставляем значение молярной концентрации сильной кислоты или (14 – рОН) для щелочи.

В растворах слабых кислот концентрацию ионов водорода определяют по уравнению Оствальда ─ если известна Кдис. и С моль∕ л, находим степень диссоциации кислоты из уравнения, а далее концентрацию протонов αС и рН:

рН = -lg(αС)

Аналогично рассчитываем концентрацию гидроксильных групп в растворе слабого основания и рОН, а далее:

рН = 14 – рОН

Следует обратить внимание на то, что расчеты для слабых электролитов ведут по первой ступени диссоциации.

§ 16. РАСТВОРИМОСТЬ. ПРОИЗВЕДЕНИЕ

РАСТВОРИМОСТИ

Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде или в других растворителях. Поэтому при данной температуре всегда можно получить насыщенный раствор, когда больше данное вещество не растворяется в растворе.

В насыщенном растворе существует гетерогенное равновесие ─

осадок ↔ насыщенный раствор

Способность растворяться количественно характеризуется коэффициентом растворимости или растворимостью. Растворимость ─ масса вещества, которая растворяется при данной температуре в 100 г воды с образованием насыщенного раствора.

Концентрация насыщенного раствора у нерастворимых веществ очень низкая ─< 0,001M, у растворимых ─ > 0,1M.

Растворимость зависит от природы вещества, температуры и природы растворителя.

Большинство солей растворяются с поглощением тепла, поэтому их растворимость увеличивается с ростом температуры. Известны вещества, растворимость которых при увеличении температуры либо почти не изменяется (NaCl, LiOH), либо падает (Na₂SO₄, Li₂SO₄).

В насыщенном при данной температуре растворе между кристаллами вещества и раствором устанавливается динамическое гетерогенное равновесие, константа которого равна произведению концентраций его ионов в насыщенном растворе в степени их стехиометрических коэффициентов. Эта постоянная для данной температуры величина, называется произведением растворимости, ПР. Например для Ca₃(PO₄)₂ при 25^оС:

ПР = [Сa²⁺]³ [PO4^3-]²= 2,0•10^-29

Если произведение концентраций ионов в растворе в степени их стехиометрических коэффициентов меньше ПР для этого вещества, то раствор еще ненасыщен и продолжается растворение. Если произведение концентраций ионов равно ПР, то достигается равновесие и раствор становится насыщенным. Если произведение концентраций больше ПР, то раствор пересыщен и протекает кристаллизация.

Зная растворимость вещества (устанавливается опытным путем) и учитывая, что соли относятся к сильным электролитам, можно рассчитать ПР и, наоборот, а также рН в случае растворения оснований. Если основание слабое, то для расчетов потребуется степень диссоциации основания.

Положение описанного равновесия можно смещать, например, добавляя в раствор одноименный ион или уменьшая его концентрацию, изменяя температуру и т.д.

Если в раствор помещены ионы, образующие при взаимодействии, нерастворимые вещества, то в первую очередь выпадает осадок соединения с наименьшим ПР.

§ 17. КОЛИЧЕСТВЕННОЕ ОПИСАНИЕ ГИДРОЛИЗА

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

CH3COO- + H₂O ↔ CH3COOH + OH^-

Запишем константу равновесия реакции гидролиза:

[CH3COOH][OH^-]|

Кравн.• [H2O] = Kгидр. = --------------------------- (1)

[CH3COO^-]

(концентрация воды во время гидролиза изменяется мало, поэтому принимаем ее постоянной и умножаем на Кравн)

Умножая числитель и знаменатель на равновесную концентрацию ионов водорода, получаем в общем случае:

[HA][OH^-][H⁺]

Кгидр = ----------------------. (2)

[А^-][Н⁺]

Известно, что [Н⁺][ОН^-] = Kводы, а [H⁺][A^-] ∕ [HA] = Kд. кисл.

Поэтому выражение (2) преобразуется в (3):

Кгидр = Кводы ∕ Ксл.кислоты (3)

Рассмотрим метод расчета рН водных растворов солей типа ацетата натрия. Записанное выражение (1) можно упростить, полагая, что молярная концентрация ацетат-иона в растворе равна исходной молярной концентрации соли (соли ─ сильные электролиты , а в гидролиз вступает малое число анионов, поэтому концентрация анионов практически остается неизменной). Молярная концентрация образовавшейся уксусной кислоты равна молярной концентрации гидроксид-ионов (см. уравн. гидролиза). Поэтому из уравнений (1) и (3) получаем:

Кводы / Ксл.кислоты = [ОН⁺]² / Ссоли (4)

[OH^-]^| = (5)

Известно, что:

[H⁺][OH^-] = 10 ^-14

-lg[H⁺] - lg[OH^-] = 14

рН = -lg[H⁺] = 14 + lg[OH^-] (6)

В уравнение (6) подставляем концентрацию ионов ОН^-, рассчитанную из (5), и получает рН раствора при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то в формуле (5) будет стоять [Н⁺] и Кдис. слабого основания, а рН раствора будет равняться отрицательному логарифму этого выражения.

Из анализа формулы (5) видно, что, чем слабее кислота (основание), тем больше концентрация гидроксильных групп (протонов) в растворе соответствующей соли .

Еще одним показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза:

α = Сгидр.ионов/ Сисходн.ионов ,

т.к. соли ─ сильные электролиты, то Сисх.ионов = Ссоли.

Получаем, что с ростом концентрации соли в воде,степень гидролиза уменьшается, а с разбавлением раствора гидролиз усиливается.

ЛИТЕРАТУРА

Глинка, Н.Л. Общая химия. Химия, 2020

Габриелян О.С. Общая химия. 11 класс. М.: Дрофа, 2018

Лидин Р.А. Неорганическая химия в реакциях. М., Дрофа, 2007

Кузьменко Н.Е. Начала химии. Лаборатория знаний. М, 2017

Кузнецова Н.Е. Химия. 11 класс. Вентана –Граф. 2019

Дата добавления: 2021-06-02; просмотров: 63; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 23

Мы поможем в написании ваших работ!