В растворах, проводящих электрический ток, происходит самопроизвольный распад (электролитическая диссоциация) молекул на ионы.

Было установлено, что диссоциации подвергаются вещества с ионной или полярной связями при растворении их в растворителях с большой диэлектрической проницаемостью. К таким растворителям в первую очередь относится вода.

Механизм электролитической диссоциации хлорида калия в воде приведен на рисунке 4.1. Из данной схемы видно, что продукты диссоциации электролита (ионы) в результате электростатического взаимодействия с растворителем образуют сольваты или в случае воды – гидраты.

 

 

 

Рисунок 4.1 – Схема растворения и диссоциации хлорида калия.

Электролитическая диссоциацияэто распад вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

По способности распадаться на ионы электролиты делятся на сильные и слабые. Для описания ряда свойств сильных и слабых электролитов применяются различные математические зависимости.

Сильные электролиты диссоциируют необратимо и практически полностью. В уравнении диссоциации ставят знак «®» (односторонний процесс). Примеры диссоциации основных классов неорганических соединений:

Ca(OH)2 ® Ca2+ + 2OH,

H2SO4 ® 2H+ + SO42–,

Cr2(SO4)3 ® 2Cr3+ + 3SO42–.

Концентрации ионов в растворах сильных электролитов можно рассчитывать по уравнениям их диссоциации.

В соответствии с положением в периодической таблице элемента, образующего соответствующий электролит, к сильным электролитам относятся:

1) Основания – I-группа, II-группа начиная с Са(ОН)2 и III-я ТlОН;

2) Кислоты – V-группа НNО3, VI-группа Н24 и Н2SеО4, VII-я НСl, НСlО4, НСlО3 и соответствующие кислоты для брома и йода;

3) Соли – все хорошо растворимые.

Остальные электролиты, за немногим исключениям, относятся к слабым.

Слабые электролиты диссоциируют обратимо и ступенчато.

Для характеристики диссоциации слабых электролитов применяется степень диссоциации (α) и константа диссоциации (Кд).

Степень диссоциации (α) показывает, какая часть электролита распалась на ионы.

Данные равновесия подчиняются закону действующих масс и количественно выражаются через Кд. Например, для диссоциации водного раствора аммиака:

NH4ОH«NH4+ + OH , Kд = .

Константа диссоциации количественно характеризует силу электролита, чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит.

В случае многозарядных слабых электролитов диссоциация протекает ступенчато. Например, для ортофосфорной кислоты:

I-ступень – H3PO4 « H+ + H2PO4Кд1 = 7,11·10-3,

II-ступень – H2PO4« H+ + HPO42– Кд2 = 6,34·10-8,

III-ступень – HPO42– « H+ + PO43– Кд3 = 1,26·10-12.

Из приведенных значений Kд видно, что каждая последующая ступень диссоциации примерно на пять порядков меньше.

 

5. pH водных растворов

 

Ионное произведение воды.

В чистой воде [H+] = 10–7 моль/л, в кислой среде [H+] > 10–7 моль/л, в щелочной среде [H+] < 10–7 моль/л.

Концентрации ионов H+ и OH могут меняться в очень широких пределах, поэтому в расчетах удобнее использовать не значения концентраций, а их логарифмы (lg). Отсюда получаем:

рН = -lg[H+]. (3.17)

Значок «p» обозначает математическую операцию «-lg», а [H+] – молярную концентрацию ионов водорода.

рН – это отрицательный десятичный логарифм из молярной концентрации ионов водорода.

Шкала рН имеет следующий вид:

0 7 14

ا-----------------------ا--------------------------ا

кислая нейтральная щелочная среды.

 

Примеры расчетов рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований:

1) Рассчитать pH 0,1М раствора серной кислоты.

Решение:

H2SO4 ® 2H+ + SO42–,C(H+) = 2C(H2SO4) = 0,1·2 = 0,2 моль/л,

рH = -lg[H+] = -lg 2 ·101= -lg2 - lg101= -0,3 + 1 = 0,7.

2) Рассчитать pH в 0,1М растворе Н2СО3.

Решение:

Напишем уравнения диссоциации угольной кислоты:

Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3Кд1 = 5·107,

НСО3↔ Н+ = СО32 Кд2 = 5 ·1011.

Расчет концентрации ионов водорода проведем только по первой ступени диссоциации:

[H+] = [НСО3] = = = 2,2·10-4 моль/л.

Отсюда, рН = -lg 2,2·10-4 = -0,34 + 4 = 3,64.

Из приведенных значений видно, что при одинаковой молярной концентрации сильные электролиты изменяют рН в значительно большей степени. При смешивании сильного и слабого электролитов рН практически определяется диссоциацией сильного электролита.

Буферные растворы – это растворы при добавлении к которым кислот или щелочей их pH меняется незначительно.

Буферными свойствами обладают:

1) Растворы слабых кислот и их солей. Например:

СН3СООН + СН3СООNа – ацетатный буферный раствор.

2) Растворы слабых оснований и их солей. Например:

4ОН + NН4Сl– аммонийный буферный раствор.

3) Растворы кислых солей слабых кислот. Например, NаН2РО4.

 









Дата добавления: 2015-08-21; просмотров: 1312; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию, введите в поисковое поле ключевые слова и изучайте нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам понравился данный ресурс вы можете рассказать о нем друзьям. Сделать это можно через соц. кнопки выше.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2020 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.017 сек.