Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Равновесие в растворах слабых электролитов. Если процесс диссоциации представить в виде обратимой реакции

КА К⁺ + А^- _,

то скорости прямой и обратной реакции будут равны, можно записать выражение константы равновесия данного процесса.

К_р = ,

Величина Кр в этом случае называется константой диссоциации. Чем больше Кдис., тем меньше недиссоциированных молекул в растворе, тем сильнее электролит. Константа диссоциации является более точной характеристикой слабых электролитов, чем степень диссоциации. Для диссоциации слабого бинарного электролита КА можно записать

К _р =  

Константа связана со степенью диссоциации слабого электролита следующей формулой: К = ,

если ά ≤ 1,       то ά =

Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.

Вопрос 33

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Методом электрической проводимости ученые вычислили константу диссоциации воды:

K_д = ([H⁺]·[HO^-])/[H₂O] = 1,8·10^-16 моль/л K_д·[H₂O] = [H⁺]·[HO^-]

- K_д - константа диссоциации воды;

- [H⁺], [HO^-] - молярные концентрации ионов;

- [H₂O] - молярная концентрация воды.

Произведение [H⁺]·[HO^-] называют ионным произведением воды K_в. В чистой воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, поэтому при температуре 22°C будет справедливо следующее равенство:

[H⁺] = [HO^-] = √10^-14 = 10^-7

В кислых растворах концентрация [H⁺] больше 10^-7, в щелочных меньше 10^-7, в нейтральных равна 10^-7. Соответственно, концентрация [HO^-] в кислых растворах меньше 10^-7, в щелочных больше 10^-7, в нейтральных также равна 10^-7.

Для количественной характеристики кислотности раствора "придумали" водородный показатель pH - отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода:

pH = -lg[H⁺]

Ионное произведение воды

Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии:

1. образование водородных ионов и гидроксид–ионов:

Н₂О <=> Н⁺ + ОН^-

2. гидратация водородного иона с образованием гидроксония–иона:

Н⁺ + Н₂О <=> Н₃О⁺.

Первая стадия этого процесса протекает с поглощением тепла, вторая – с выделением его значительного количества. Поэтому практически все ионы водорода гидратированны и диссоциация воды должна изображаться следующим уравнением:

2Н₂О <=> Н₃О⁺ + ОН^-.

Вода – очень слабый электролит, и для описания процесса ее диссоциации применим закон действующих масс:

где К - константа диссоциации воды.

[Н₃О⁺]·[ОН^-] = К·[Н₂О]²

Так как [Н₂О] = const, то получим:

[Н₃О⁺][ОН^-] = К_w.

Постоянная К_w называется ионным произведением воды.

Величина К_w возрастает с повышением температуры, так как при этом увеличивается степень электролитической диссоциации.

Водородный показатель рН

Вода принадлежит к типичным амфотерным соединениям, совмещающим кислотные и основные свойства, выраженные в одинаковой степени. Если концентрация ионов гидроксония больше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н₃О⁺] > [ОН^-], то реакция среды становится кислой. Кислотность тем выше, чем больше концентрация ионов гидроксония. Если наоборот, концентрация ионов гидроксония меньше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н₃О⁺] < [ОН^-], то реакция среды становится щелочной. Кислотность или основность раствора можно выразить, взяв вместо концентрации ионов водорода ее десятичный логарифм. Чтобы избавиться от отрицательной степени в значении концентрации ионов водорода, предложено пользоваться отрицательным значением логарифма величины [Н⁺], названным водородным показателем или рН:

 рН = -lg[Н⁺];

Соотношения между реакцией среды, концентрациями ионов и значением водородного показателя получаются следующие:

Нейтральная среда [Н₃О⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л, рН = 7.

Кислотная среда [Н₃О⁺] > [ОН^-] > 10^-7 моль/л, рН < 7.

Щелочная среда [Н₃О⁺] < [ОН^-] < 10^-7 моль/л, рН > 7.

Индикатор в химии — вещество, дающее характерные (обычно цветные) химические реакции и употребляющиеся при анализе веществ.

Широко используются кислотно-основные индикаторы, разбавленные растворы которых обладают способностью заметно изменять цвет, в зависимости от кислотности раствора. Причина изменения цвета — изменения в строении молекул индикатора в кислой и щелочной среде, что приводит к изменению спектра поглощения раствора.

Фенолфталеин: бесцветный (кислая среда), малиновый (щелочная) рН=8-10

Лакмус: красный (кисл.), синий (щелочная) рН=5-8

Метиловый оранжевый: красный (кисл.), жёлтый (щелочная) рН=3-4

Для определения состава газовых сред используют индикаторные бумажки и индикаторные трубки.

Вопрос 34

 Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

-нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;

-газообразное вещество;

-слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота).

 Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме.

Произведение растворимости

В насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие: BaSO_4(т)⇄ Ba²⁺_(р)+  _(р).

Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: K_p = [Ba²⁺] [ ].

Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости. В рассмотренном примере ПР(BaSO₄) = [Ba²⁺] [ ].

Чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.

1) Условие выпадения осадка:

Если произведение концентраций ионов, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, превышает произведение растворимости, то происходит образование твердой фазы (осадка)

2) Условие растворения осадка:

Если произведение концентраций ионов, возведенных в степени стехиометрических коэффициентов, не превышает произведение растворимости, то осадок не образуется, а при наличии в системе твердой фазы (осадка) происходит ее растворение

Следует отметить, что для растворения осадка достаточно уменьшить концентрацию одного из ионов. Этого можно достичь, например, добавляя реагент, связывающий ион малорастворимого электролита в растворимое малодиссоциирующее соединение или газообразное вещество.

Вопрос 35

Гидролиз солей

В общем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества.

Гидролиз протекает тем полнее, сильнее поляризующее действие ионов. Возможны 4 случая протекания гидролиза:

1) Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу. В этом случае, гидролиз практически не происходит, т.к. катионы и анионы, образующиеся в растворе при диссоциации соли, слабо поляризуют гидратную оболочку. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^—

Na⁺ + HOH ↔ реакция практически не протекает

Cl^— + HOH ↔ реакция практически не протекает