Пиши Дома Нужные Работы

Обратная связь

Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидроксиды этих металлов хорошо растворимы в воде и поэтому получили название щелочей.

Растворы электролитов.

(Задачи №№ 21 – 40)

Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы. Вследствие диссоциации растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток. Образование ионов в рас­плаве происходит в результате разрушения ионной кристаллической решётки-это физический процесс. В растворе распад электролита на ионы осуществляется в результате химического взаимодействия растворяемого электролита с молекулами растворителя.

По способности к диссоциации в растворе электролиты делятся на силь­ные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют на ионы полностью, слабые-частично.

Пусть KnAm-сильный электролит. Уравнение его диссоциации записыва­ется как уравнение необратимого процесса: KnAm=nKm+ + mAn-.Например, Al2(SO4)3=2Al3++3(SO4)2-. В растворе сильного электролита концентрация его ионов определяется исключительно концентрацией раствора.

Пример 2.1. Концентрация ионов в 0,01М растворе гидроксида тетрамминмеди (II) [Cu(NH3)4](OH)2.

Являясь сильным электролитом (см. ниже), гидроксид тетрамминмеди (II). в растворе диссоциирует на ионы полностью согласно уравнению: [Cu(NH3)4](OH)2 =[Cu(NH3)4]2+ + 2OH-.

Из уравнения видно, что при диссоциации 1 моля тетрамминмеди (II) образуется 1 моль комплексных катионов [Cu(NH3)4]2+ и 2 моля гидроксид-ионов OH-. Т.к. согласно условию раствор – сантимолярный, концентрация комплексных катионов, образующихся при полной диссоциации электролита, равна 0,01 моль/л, а концентрация ионов OH-- 0,02 моль/л.

Если электролит KnAm-слабый, в его растворе устанавливается химическое равновесие между электролитом, остающимся в недиссоциированном виде, и ионами в растворе согласно уравнению: КnAmÛnKm+ +mAn-. Такое равновесие на­зывается ионным. Например, H2SO3Û2H+ +SO32-.



Как и любое химическое равновесие, ионное равновесие количественнно характеризуется величиной константы равновесия, называемой константой диссоциации KKnAm, которая для слабого электролита KnAm записывается:

KKnAm=([Km+]n[An- ]m)/[KnAm](2.1)

где [Km+] и [An-]-соответственно, равновесные концентрации катионов и анионов слабого электролита, а [KnAm]-равновесная концентрация электролита, остающегося в недиссоциированном состоянии. На­пример, для слабой кислоты H2SO3 (уравнение её диссоциации см. выше) кон­стантой диссоциации является выражение: КH2SO3=([H+]2[SO32-])/[H2SO3].

Величина константы диссоциации количественно характеризует способность слабого электролита к разложению в растворе на ионы. Из выражения константы диссоциации вытекает, что чем больше её величина, тем выше способность слабого электролита к диссоциации.

Универсальной количественной характеристикой диссоциации электролита является степень его диссоциации a, которая определяется как отношение числа молей диссоциированного электролита к общему числу молей электролита в растворе. Исходя из определения сильных и слабых электролитов, для сильных электролитов a=1(100%), для слабых - a<1(<100%). Типичные слабые электролиты, как правило, имеют значение a<0,01(<1%). Поэтому в практических расчётах концентрацию недиссоциированного слабого электролита можно считать равной общей концентрации раствора.

Пример 2.2. Расчёт концентраций ионов в 0,01М растворе уксусной кислоты СН3СООН.

Записываем уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение её константы диссоциации[6].

СН3СООНÛСН3СОО- + Н+; Ксн3соон=([СН3СОО-][Н+])/[СН3СООН]=1,75×10-5

Уксусная кислота – типичный слабый электролит со значением a»0,01. Поэтому концентрацию недиссоциированной кислоты принимаем равной общей концентрации раствора, т.е. [СН3СООН]=0,01моль/л.

Из уравнения диссоциации уксусной кислоты видно, что концентрации ионов СН3СОО- и Н+ равны. Следовательно выражение её константы диссоциации может быть записано в виде: Ксн3соон=[Н+]2/[СН3СООН]. Из этого уравнения находим:

+]=[CH3COO-]=Ö Ксн3соон/[СН3СООН]= Ö1,75×10-5×0,01=Ö17,5×10-8=4,2×10-4.

В общем виде для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению КАÛ К+-, концентрации ионов в растворе находятся из соотношения:

[K+]=[A-]=Ö KKA×СМ (2.2)

где KKA – константа диссоциации слабого электролита, а СМ – его молярная концентрация.

В отличие от константы диссоциации, величина которой зависит только от природы слабого электролита и температуры, на величину степени диссоциации слабого электролита сильное влияние оказывает также концентрация раствора, а именно, степень диссоциации увеличивается при уменьшении концентрации раствора (при его разбавлении). Эта зависимость количественно устанавливается законом разбавления Оствальда, который в практических расчётов для любого слабого электролита КА, диссоциирующего по уравнению

КАÛ К+-, используется в виде:

a»Ö KKAМ (2.3)

где, как и в выражении (2.2), KKA – константа диссоциации слабого электролита, а СМ – его молярная концентрация.

В водных растворах сам растворитель – вода – является слабым электролитом. Вода диссоциирует согласно уравнению: Н2ОÛН+ + ОН-. При этом в обычных температурных условиях (при Т=220С) в любом водном растворе концентрации ионов Н+ и ОН- взаимосвязаны, а именно:

[H+][OH-]=К Н2О=10-14(2.4)

К Н2О=10-14 называется ионным произведением воды.

На практике для характеристики водных растворов электролитов пользуются не абсолютными значениями концентраций ионов Н+ и ОН- , а величиной водородного показателя (рН):

рН= - lg[H+](2.5)

Пример 2.3. рН 0,01М растворов [Cu(NH3)4](OH)2 и СН3СООН.

Комплексное основание [Cu(NH3)4](OH)2, являясь сильным электролитом, диссоциирует полностью, образуя гидроксид-ионы, концентрация которых в 0,01М растворе равна 0,02 моль/л (см. пример 2.1).

Из выражения (2.4) находим: [H+]= К Н2О/[OH-]=10-14/0,02=5×10-13 моль/л. Соответственно этому значение рН данного раствора равно: рН= - lg[H+]= - lg5×10-13=12,3.

В 0,01М растворе уксусной кислоты СН3СООН, являющейся слабым электролитом, концентрация ионов Н+ равна: [H+]=4,2×10-4. Отсюда по уравнению (2.5) находим: рН= - lg[H+]= - lg 4,2×10-4=3,4.

По химическому составу ионов, образующихся при диссоциации, электролиты делятся на четыре основных класса: кислоты, основания, амфолиты и соли.

По Аррениусу, кислотами называются электролиты, при первичной диссоциации которых образуются ионы Н+. Например:

HCl=H+ +Cl-; H2SO4=2H+ +SO42-

Имеется 2 группы кислот: бескислородные (HCl, HCN и пр.) и кислородсодержащие (оксокислоты), например, H3PO4, H2SO4. Среди бескислородных кислот сильными являются три:HCl, HBr, HI; остальные бескислородныекислоты-слабые. Для определения силы оксокислот следует руководствоваться правилом: если степень окисления кислотообразующего элемента равна +6 и выше, такая кислота- сильная(исключение HNO3). Например, H2SO4-сильная кислота, поскольку степень окисления серы в ней равна +6, а H2SO3-слабая кислота т.к. степень окисления серы здесь равна +4.

Основаниями являются электролиты, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионыОН-. Например:

NaOH=Na+ +OH-; Cu(OH)2=Cu2+ +2OH-

Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидроксиды этих металлов хорошо растворимы в воде и поэтому получили название щелочей.

Среди гидроксидов металлов имеются соединения, способные к диссоциации как по кислотному, так и по основному типу. Такие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами).[7]

Соли-электролиты, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы Н+, ни ионы ОН-. Например:

Cr2(SO4)3=2Cr3++3SO42- - диссоциация средней соли;

Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3- - первичная диссоциация кислой соли;

AlOH(NO3)2=AlOH2++2NO3-- первичная диссоциация основной соли.

Особую группу электролитов составляют комплексные кислоты, основания и соли.[8] Эти электролиты, как правило, диссоциируют полностью на ионы внешней и внутренней координационной сферы, т.е. являются сильными электролитами. Например:

H2[PtCl6] = 2H+ + [PtCl6]2- - диссоциация комплексной кислоты;

[Cu(NH3)4](OH)2 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH- - диссоциация комплексного основания;

[Cr(H2O)6]Cl3 = [Cr(H2O)6]3+ + 3Cl- - диссоциация комплексной соли.

Реакции ионного обмена.

(Задачи №№ 41 – 80)

Реакции ионного обмена-это реакции связывания ионов, завершающиеся образованимем летучего, труднорастворимого или любого слабодиссоциирующего соединения.Поэтому , записывая уравнение реакции ионного обмена, необходимо рассматривать состояние каждого электролита в растворе, а именно: сильные электролиты должны быть представлены в виде ионов (как они есть), а слабые электролиты в молекуклярной форме.

.Пример 3.1. Взаимодействие уксусной кислоты с гидроксидом натрия: CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O

Уксусная кислота СН3СООН-слабая кислота (практически все органические кислоты-слабые). Поэтому ионы, из которых она состоит, в основном , находятся в связанном состоянии. В связи с этим, в уравнении реакции уксусную кислоту нужно записать в том виде, в каком она есть, т. е. в молекулярной форме. Второй участник реакции-NaOH-сильный электролит (гидроксид щелочного металла). Следовательно, в уравнении его нужно записать в виде ионов. Продукты реакции: CH3COONa-растворимая соль, диссоциирует полностью, следовательно в уравнении реакции должна быть записана в виде ионов.

Результатом проведенного анализа состояния каждого из электролитов является правильная форма записи уравнения реакции:CH3COOH+Na+ +OH- =CH3COO- +Na+ +H2O.

Данное уравнение, отражающее состояние электролитов в растворе, называется ионно- молекулярным уравнением. После исключения ионов Na+, не изменяющихся в ходе реакции, ионно-молекулярное уравнение записывается в окончательном (сокращённом) виде:CH3COOH+OH- =CH3COO- +H2O.

Итак, при оформлении любой реакции ионного обмена, протекающей в растворе, необходимо записать 3 уравнения: молекулярное уравнение, развёрнутое ионно-молекулярное уравнение и сокращённое ионно- молекулярное уравнение.

Если изначально реакция ионного обмена выражена сокращённым ионно-молекулярным уравнением и задача заключается в составлении молекулярного уравнения, необходимо помнить, что источниками свободных ионов являются сильные электролиты. Поэтому ионы, представленные в сокращённом ионно-молекулярном уравнении, в молекулярном уравнении записываются в составе соответствующих сильных электролитов; слабые электролиты записываются так, как они есть.

Для проверки правильности решения, после записи молекулярного уравнения записывается развёрнутое ионно-молекулярное уравнение и затем сокращённое. Если конечный результат совпадает с заданным сокращённым ионно-молекулярным уравнением, решение верно, если нет, в молекулярном уравнении нужно вновь проанализировать силу каждого электролита и правильность отражения их силы в развёрнутом ионно- молекулярном уравнении. Рассмотрим это на примерах:

Пример 3.2. Записать 2 молекулярных уравнения, соответствующих ионно-молекулярному уравнению реакции ионного обмена: Ва2+ +СО32- =ВаСО3.

Рассматриваем первое из возможных молекулярных уравнений:

BaCl2+H2CO3=BaCO3+2HCl.

Из электролитов, фигурирующих в молекулярном уравнении реакции, BaCl2-сильный как хорошо растворимая соль, Н2СО3-слабый, т.к. в этой кислоте степень окисления кислотообразующего элемента-углерода-равна +4 (меньше +6), ВаСО3-слабый как труднорастворимая соль и НСl-одна из трёх сильных бескислородных кислот. В соответствии с этим развёрнутое ионно- молекулярное уравнение реакции записывается:

Ва2+ +2Cl-2СО3=ВаСО3+ 2Н++2Cl-.

После исключения из уравнения не изменяющихся в ходе реакции хлорид-ионов получаем итоговое ионно-молекулярное уравнение:

Ва2+2СО3=ВаСО3+2Н+.

Как видно, полученный результат не соответствует заданному уравнению: Ва2+ +СО32- =ВаСО3. Следовательно, выбор электролитов для молекулярного уравнения ошибочен и решение неверно.

Второе возможное молекулярное уравнение:

Ва(ОН)22СО3=ВаСО3+2КОН.

В этом уравнении Ва(ОН)2-сильное основание как гидроксид щелочноземельного металла, К2СО3-сильный электролит как хорошо растворимая соль, ВаСО3-труднорастворимая соль и потому является слабым электролитом и КОН-сильное основание как гидроксид щелочного металла. В связи с этим развёрнутое ионно-молекулярное уравнение записывается:

Ва2+ +2ОН- +2К+ +СО32- =ВаСО3+2К+ +2ОН-.

После исключения не участвующих в реакции ионов К+ и ОН- получаем сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции:

Ва2+ +СО32- =ВаСО3.

Поскольку полученное итоговое ионно-молекулярное уравнение идентично заданному, выбор электролитов для молекулярного уравнения сделан правильно.

Ещё одно возможное молекулярное уравнение:

Ba(NO3)2+Na2CO3=BaCO3+2NaNO3.

В выбранном молекулярном уравнении 3 соли: Ba(NO3)2, Na2CO3, NaNO3-сильные электролиты ввиду их растворимости в воде; BaCO3-слабый электролит как труднорастворимая соль. Поэтому ионно-молекулярное уравнение должно быть записано в виде:

Ва2++ 2NO3- +2Na+ +CO32- =BaCO3+2Na+ +2NO3-.

Исключая из уравнения не участвующие в реакции ионы Na+ и NО3-, получаем сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции:

Ва2++СО32- =ВаСО3.

Получили результат, аналогичный заданному. Следовательно, выбор электролитов для молекулярного уравнения произведён правильно.

Итак, правильными решениями поставленной задачи являются второе и третье молекулярные уравнения.

Пример 3.3. Составить молекулярное уравнение реакции ионного обмена, соответствующее ионно-молекулярному уравнению: HCN+ OH- =CN- +H2O.

В молекулярном уравнении слабый электролит HCN записывается как он есть-в молекулярном виде, а источником свободных ионов ОН- должно быть сильное основание, например, КОН. Соответственно этому, молекулярное уравнение записывается:

HCN+КOH=КCN+H2O.

Для проверки правильности решения составляется ионно- молекулярное уравнение:

HCN+К+ +OH- + +CN- +H2O.

После исключения из уравнения ионов Na+, не участвующих в реакции, получается итоговое сокращённое ионно-молекулярное уравнение:

HCN+OH- =CN- +H2O.

Как видно, результат аналогичен заданному условием, следовательно решение верно.

Гидролиз солей.

(Задачи №№ 81 – 100)






ТОП 5 статей:
Экономическая сущность инвестиций - Экономическая сущность инвестиций – долгосрочные вложения экономических ресурсов сроком более 1 года для получения прибыли путем...
Тема: Федеральный закон от 26.07.2006 N 135-ФЗ - На основании изучения ФЗ № 135, дайте максимально короткое определение следующих понятий с указанием статей и пунктов закона...
Сущность, функции и виды управления в телекоммуникациях - Цели достигаются с помощью различных принципов, функций и методов социально-экономического менеджмента...
Схема построения базисных индексов - Индекс (лат. INDEX – указатель, показатель) - относительная величина, показывающая, во сколько раз уровень изучаемого явления...
Тема 11. Международное космическое право - Правовой режим космического пространства и небесных тел. Принципы деятельности государств по исследованию...



©2015- 2017 pdnr.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.