XI. Электролитическая диссоциация.

Ионное произведение воды.

Водородный показатель

По способности проводить электрический ток в растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. Электропроводность растворов и расплавов объясняется процессом распада электролитов на ионы, который называется электролитической диссоциацией.

В водных растворах одни электролиты полностью распадаются на ионы, другие - частично, т.е. часть молекул электролита остается в растворе в недиссоциированном виде.

Число a, показывающее, какая часть молекул растворенного вещества распалось на ионы, называется степенью электролитической диссоциации:

Степень диссоциации зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры (с ее ростом a, как правило, увеличивается), концентрации раствора (при разбавлении раствора a возрастает).

В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные (a> 30 % при концентрации раствора 0, 1 моль/л) и слабые (a< 3 % при концентрации 0, 1 моль/л).

К сильным электролитам относятся:

- почти все соли;  

- из важнейших кислот: HCl, HBr, HJ, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄;

- щелочи - гидроксиды металлов IА и IIА групп, кроме Mg и Be.

Слабые электролиты и электролиты средней силы:

- почти все органические вещества;

- из кислот: H₂CO₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃, H₃PO₄, H₂SO₃, H₂C₂O₄;

- гидроксиды, кроме щелочей, а также NH₄OH;

- многие бинарные соединения (Н₂О, оксиды и др.).

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, например:

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО^-,

к которому применим закон действия масс, и можно определить константу равновесия, называемую в таких случаях константой диссоциации:

К=[Н⁺][СН₃СОО^-] / [СН₃СООН]_недисс

В случае электролита АX, диссоциирующего на ионы А⁺ и Х^-, К и a связаны соотношением

К=a²С_м(1-a) (Закон разбавления Оствальда).

Если a< < 1, то 1-a » 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:

                                  К=a² С_м, откуда a= (К / С_м )^1/2.

Концентрации ионов А⁺ и X^- составляют:

[А⁺]=[X^-]=a × С_м или [А⁺]=[X^-]= (К× С_м)^1/2

Вода, будучи очень слабым электролитом, диссоциирует в незначительной степени:

Н₂О « Н⁺ + ОН^-

Этому процессу соответствует константа диссоциации

К=[Н⁺] [ОН^-] / [Н₂О]

Поскольку a очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [H₂О] практически равна общей концентрации воды, т.е. 1000/18=55, 55 моль/л, и выражение для константы диссоции воды можно преобразовать:

[H⁺] [OH^-]=K[H₂O] =K_H2O

K_Н2О- постоянная при данной температуре величина, называется ионным произведением воды; она зависит только от температуры.

В чистой воде при 25°С [Н⁺]=[ОН^-]=10^-7 моль/л, следовательно, К_Н2О=10^-14.

Эта величина справедлива и для разбавленных водных растворов.

Концентрации [H⁺] и [ОН^-] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот. Но их произведение при данной температуре остается постоянным.

Растворы, в которых [Н⁺]=[ОН^-], называются нейтральными, если [H⁺]> [OH^-], -кислыми, если [OH^-]> [H⁺], - щелочными.

Вместо концентрации ионов Н⁺ и ОН^- удобнее пользоваться их обратными десятичными логарифмами; эти величины обозначаются символами rH и rOH и называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:

rH=-lg [H⁺] и rOH=-lg [OH^-]

 

При 25°С rH+rOH=14. При этой температуре в нейтральных растворах rH=7, в кислых rH< 7, в щелочных rH> 7.

 

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода в 0, 1 М растворе HClO.  

Константа диссоциации HClO равна 5 × 10^-8 .

Решение.  [H⁺]=Ö К× С_м        =Ö 5× 10^-8× 0, 1=7× 10^-5 моль/л.

 

[H⁺]=a× C_м, a=[H⁺]/C_M=7× 10^-5/0, 1=7× 10^-4 моль/л

 

или   

a=Ö К/С_{м         =}Ö 5 × 10^-8/0, 1 = 7× 10^-4 моль/л,

 

[Н⁺]= a× С_м=7× 10^-4 × 0, 1=7× 10^-5 моль/л.

 

Пример 2. При какой массовой доле муравьиной кислоты в растворе (плотность~1 г/мл) rH=2? Константа диссоциации кислоты при 25°С равна 1, 8 × 10^-4.

Решение

         rH=-lg[H⁺]=2, отсюда [H⁺]=10^-2 моль/л.

Находим молярность раствора.

 

         [H⁺]= Ö K× C_м      , тогда С_м= [H⁺]²/K=(10^-2)²/1, 8× 10^-4=0, 55 моль/л.

Пересчитываем молярную концентрацию в массовую долю.

M_НСООН=46 г/моль

w=m_В/m_Р-РА=С_м× М/V× r=0, 55× 46/1000× 1=0, 025 (2, 5%)

 

Пример 3. [OH^-]=10^-3 моль/л. Вычислить rH.

Решение

     rH=-lg[H⁺]

     [OH^-][H⁺]=10^-14,

следовательно, [H⁺]=10^-14/[OH^-]=10^-14/10^-3=10^-11 моль/л;

rH=-lg 10^-11=11.

 

Пример 4. Определить rH раствора Bа(OH)₂ при 25°С, имеющего концентрацию 0, 012 моль/л.

Решение

Bа(OH)₂ ® Bа²⁺ + 2OH^-, rH> 7

rH=14-rOH; rOH=-lg[OH]

Из уравнения диссоциации гидроксида следует, что [OH^-]=2× 0, 012=0, 024 моль/л. Тогда

rOH=-lg0, 024=1, 62; rH=14-1, 62=12, 38.

Задачи

 

111. Вычислить концентрацию ионов OH^- и NH₄⁺ в 0, 5 М растворе NH₄OH, если константа диссоциации К = 1, 8× 10^-5.

112. Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов H⁺ и HS^- в 0, 1 м растворе H₂S, если константа диссоциации (первая ступень) К = 3× 10^-7.

113. Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов H⁺ в 0, 1%-ном растворе CH₃COOH (плотность 1г/см³), если константа дисоциации К=1, 85× 10^-5.

114. Вычислить pH и pOH 0, 1 н. раствора HCN, если константа диссоциации К=7× 10^-10.

115. Определить концентрацию ионов ионов H⁺ и OH^- при pH 3.

116. Определить молярную концентрацию раствора CH₃COOH, если pH 6, а степень диссоциации равна 1, 3%.

117. Определить pH и pOH 0, 1 н. раствора CH₃COOH, если константа диссоциации ее К=1, 8× 10^-5.

118. Определить pH и pOH раствора, содержащего 0, 1 г/л NaOH, если степень диссоциации равна 1.

119. Определить pH и pOH насыщенного раствора Zn(OH)₂, если его растворимость 2, 3× 10^-6 моль/л, а степень диссоциации равна 1.

120. Определить молярную концентрацию раствора NH₄OH, если pH 8, а степень диссоциации равна 1, 3%.

 

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: