|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Константа диссоциации слабого электролита
К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между ионами и молекулами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение для константы равновесия. Например, для диссоциации типичного слабого электролита – раствора уксусной кислоты: CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ константа равновесия, выраженная через молярные концентрации реагентов (Ci), имеет вид:
Константа равновесия процесса диссоциации слабого электролита называется константой диссоциации (КД). Величина КД зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, и характеризует способность данного электролита распадаться на ионы в растворе. Чем больше КД, тем легче и полнее диссоциирует электролит в растворе. Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато, каждая из ступеней характеризуется своей константой диссоциации. Между константой и степенью диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь: Это уравнение – математическое выражение закона разбавления Оствальда, который устанавливает зависимость между степенью диссоциации слабого электролита и его концентрацией. У достаточно слабых электролитов в не слишком разбавленных растворах степень диссоциации α очень мала, а величина (1 – α ) близка к единице. Поэтому для них: сα 2 ≈ КД или Рассмотренные закономерности позволяют вычислять константы диссоциации слабых электролитов по степени их диссоциации и наоборот.
Ионное произведение воды. рН раствора Вода является слабым электролитом и частично диссоциирует на ионы Н+и OH-по реакции: Н2О ↔ Н+ + ОН- В водных растворах концентрации ионов H+и OH-связаны между собой через константу диссоциации воды:
Произведение ионов Н+и OH-является постоянной величиной для данной температуры и называется ионным произведение воды (Кw): Кw= [Н+]∙ [ОН-]= КД∙ [Н2О] = 1∙ 10-14 Ионное произведение воды, согласно закону действующих масс, является константой, не зависит от концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов и постоянно при данной температуре. Ионное произведение воды – весьма важная величина, так как позволяет для любого водного раствора найти концентрацию ионов водорода при известной концентрации гидроксид-ионов и наоборот. В чистой воде или нейтральном растворе: [Н+]=[ОН-]= 1∙ 10-7 моль/л В кислой среде [Н+] > 1∙ 10-7 моль/л В щелочной среде [Н+] < 1∙ 10-7 моль/л
Для удобства обычно пользуются не концентрациями [Н+] и [ОН-], а отрицательными их логарифмами, обозначаемыми символами рН и рОН: pH = − lg[Н+]; pOH = − lg[ОН-]. Для водных растворов выполняется соотношение: pH + pOH = 14 Тогда: В нейтральной среде рН = 7 В кислой среде рН < 7 В щелочной среде рН > 7
Сильные электролиты Для сильных электролитов в отличие от слабых не используют констант диссоциации. Для оценки способности ионов к химическим реакциям в растворах сильных электролитов пользуются понятием активность, обозначаемой a. Активностью иона называют эффективную или условную концентрацию его, соответственно которой он участвует в химических реакциях. Между активностью иона и его действительной концентрацией существует зависимость: а = f∙ С, Где f – коэффициент активности. Коэффициенты активности ионов зависят не только от концентрации сильного электролита, но, кроме того, от концентрации всех посторонних ионов, присутствующих в растворе. Мерой электростатического взаимодействия между ионами считают так называемую ионную силу раствора I, которую вычисляют по формуле: I = 1/2(С1 Z 1 2 + С2 Z 2 2 + С3 Z 3 2 + Сn Z n 2 ), где C1 , C2 , C3 и т.д. – концентрации различных ионов; Z1, Z2 , Z3 и т. д. заряды этих ионов. Таким образом, ионная сила раствора равна полусумме произведений концентраций ионов (выраженных в моль/л) на квадраты их зарядов. Вопросы для самоконтроля 1. Понятие раствора, растворителя, растворенного вещества. 2. Классификация растворов по агрегатному состоянию. Приведите соответствующие примеры. 3. Что такое разбавленные и концентрированные растворы? 4. Способы выражения состава растворов. 5. Растворы электролитов и неэлектролитов. Дайте определение и приведите примеры. 6. Что называют степенью диссоциации электролитов? Приведите примеры сильных и слабых электролитов. 7. Константа диссоциации. Какая зависимость существует между константой и степенью диссоциации электролита? Выразите ее математически. 8. Что такое активность, коэффициент активности и ионная сила раствора? 9. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.
Задания для самоконтроля 1. Дайте определение следующим понятиям: Растворы – Электролиты – Сильные электролиты – Слабые электролиты – Неэлектролиты – Степень диссоциации – Водородный показатель рН – Молярная концентрация – Моляльная концентрация –
2. Допишите определения: 1. Константой равновесия процесса диссоциации слабого электролита называется ____________________________. 2. Гомогенные системы, состоящие из двух и более веществ, называются _____________. 3. Произведение ионов Н+ и ОН – является постоянной величиной для данной температуры и называется _______________________________. 4. Взаимодействие молекул растворителя с частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества называется _____________________.
3. Константа равновесия уксусной кислоты выражается отношением: а) б)
4. Установите соответствие:
5. Напишите уравнения электролитической диссоциации по ступеням следующих соединений: Н3РО4, NН4ОН, Н2СО3, Сu(ОН)2.Запишите выражения констант диссоциации для каждой ступени. 6. Вычислите ионную силу: а) 0, 03 М раствора ВаСl2; б) 1 литра раствора, содержащего в 0, 1 моль НСl и 0, 2 моль СаСl2.
7. Молярная концентрация раствора НСl с массовой долей 2% и плотностью 1, 003 г/мл составляет: а) 0, 028 моль/л; г) 0, 0055 моль/л; б) 1, 38 моль/л; д) 0, 00055 моль/л; в) 0, 55 моль/л; е) 2 моль/л.
8. По мере разбавления раствора, степень диссоциации электролита: а) увеличивается; б) уменьшается; в) не изменяется 9. Степень диссоциации 0, 2 М раствора СН3СООН с Кд = 1, 82∙ 10-5 равна: а) 0, 000091; б) 0, 0136; в) 0, 00954; г) 0, 0419. 10. Заполните пропуски в таблице «Реакция среды и рН. Кислотность и щелочность растворов»
11. Выберите правильные ответы: а) рН = 5, [Н+] = 10-5 М; б) рОН =3, [Н+] = 10-3 М; в) С(НСl) = 0, 001 моль/л, α =1, рН=3; г) С (Н2SО4)=0, 005 моль/л, рН=2; д) рН=8, [ОН-] =10-8 М; е) С(СН3СООН)=0.01 моль/л, α =0, 3 [Н+] = 0, 01 М; ж) С(NН4ОН)=0, 05, α =0, 3 [ОН-]=0, 015 М. IV. 8 Буферные растворы Буферные растворы – это системы, рН которых практически не меняется при добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей или при разведении. Буферные системы позволяют живому организму противодействовать влиянию внешних факторов, направленных как на снижение, так и на увеличение рН его жидких сред, сохранять гомеостаз. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2019-10-04; Просмотров: 219; Нарушение авторского права страницы
.
.
; в) 
; д) 
; 
; г) 
; е) 