закон разведения Оствальда ⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 2
Если a << 1, то упрощенная формула закона Оствальда -
a - уменьшается с увеличением концентрации.
Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато: 1 ст.: H2SО3 Û Н+ + HSО3 - КД1 = 1,7×10-2. 2 ст.: HSО3 - Û H+ + SО32 - КД2= 6,3×10-8.
раствор имеет сложный ионно-молекулярный состав.
Сильные электролиты диссоциированы полностью: CaCl2 ® Ca2+ + 2Cl- Al2(SO4)3 ® 2Al3+ + 3SО42- Сионов большая Þ свойства зависят от взаимодействия ионов друг с другом и с молекулами Н2О. П.Дебай и Э.Хюккель –1923г - ион окружен противоположно заряженными ионами – ионная атмосфера Чем Сэлектролита Þ среднее расстояние между ионами Þ образование ионных пар.
Ионная сила раствора I -количественная характеристика межионного взаимодействия:
ci– концентрация i -иона zi- заряд i -иона g ¹ 1 Þ активность а =g×с. Для электролита АnВm Средний коэффициент активности электролита g± - среднее геометрическое коэффициентов активности образующих его ионов:
для раствора Аl2(SО4)3 gi - зависят от: 1) природы растворителя и растворенного вещества; 2) концентрации раствора; 3) температуры.
· в области высококонцентрированных растворов Þ единицы, десятки и даже сотни. · в области разбавленных растворов Þ к 1 · в области разбавленных растворов (ниже 0,1 моль/л) g зависят от концентрации и заряда ионов и мало зависят от природы растворенных веществ.
Задача Определить активность ионов в 0,01 М растворе СаСl2. СаCl2 ® Ca 2+ + 2Cl- С моль/л: 0,01 0,012×0,01 моль/л
=1/2(0,01×4+0,02×1)= 0,03 а = Коэффициент активности g находят: 1)по таблице: I = 0,03 Þ » 0,47; » 0,87.
а = = 0,47×0,01 = 4,7×10-3 (моль/л) = = 0,87×0,02 = 1,74×10-2 (моль/л). 2) по формулам: если I £ 0,01
если 0,1 > I > 0,01
если I» 1
Вода - очень слабый электролит: Н2О + Н2О Û Н3О+ + ОН- самоионизация молизация Н2О Û Н+ + ОН-; DH0 298дисс = 55,9 кДж DS0298 дисс = -80,48 Дж/К =1,8×10-16 при 25оС аН2О = const ионное произведение Н2О:
DG0дисс=DН0дисс - ТDS0дисс =-RTlnKW lnKW =-55900/8,31×298 - 80,48/8,31×298
KW = 10-14 K398W = 74×10-14 моль/л
ионы Н+ - носители кислотных свойств ионы ОН- - носители основных свойств.
Прологарифмируем ионное произведение Н2О lgKW= lgaH+ + lgaOH- = -14 пусть -lgaH+ = рН – водородный показатель -lgaOH- = рОН - показатель ионов ОН- логарифмическая форма ионного произведения Н2О:
при 295 К
а) для кислот: аН+ » сН+ рН » - lg сН+
Þ Þ Þ рН = -lg сН+ б) для оснований: аОН- » сОН- рОН » - lg сОН- Þ рН = 14 + lgсOH-
а) для кислот: Iр-ра = 0,5×å (сi ××z2i) ÞgН+ (по таблице или формуле) Þ аН+ = gН+ ×сН+ Þ рН = -lg аН+ б) для оснований: Iр-ра = 0,5×å (сi ××z2i) ÞgOН-(по таблице или формуле) Þ аОН- = gОН-×сОН- Þ рН = 14 + lg аОН-
Задача. Рассчитать рН 0,05 М раствора НСN. НСN Û Н+ + СN- - слабая кислота со = 0,05 моль/л КД= 7,9×10-10 (из таблицы) a = = = 1,26×10-4. сH+ = aсо = 1,26×10-4×0,05 = 6,3×10-6 рН = ‑lg сH+ = - lg 6,3×10-6 = 5,18.
Задача Рассчитать рН 0,05 М раствора NаОН. Решение NаОН ® Nа+ + ОН- - сильное основание с: 0,05 0,05 0,05 моль/л I = 1/2(0,05×12 + 0,05×12) = 0,05. gОН- = 0,85 (по таблице) аОН- = gОН-×сOH- = 0,85×0,05 = 0,043 рН = 14 + lg аОН- = 14 - 1,37 = 12,63.
Гидролиз – результат поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой. Соли - сильные электролиты: КА ® Кm+ + An- Гидролиз: Кm+ + НOH Û КОН(m-1)+ + H+ или An- + НОH Û HA(n-1)- + OH-
малодиссоциированные изменение рН раствора частицы
Чем заряд и радиус иона Þ сильнее взаимодействие с Н2О Þ сильнее гидролиз. DНг > 0 - эндотермический процесс.
Количественная характеристика гидролиза:
(для разбавленных растворов а = с)
Гидролиз – обратимый равновесный процесс
КГ - константа гидролиза Сi –равновесные концентрации КГ зависит от: природы реагентов и Т. Т.к. DНГ > 0 Þ с температуры КГ Þ выход продуктов гидролиза растет.
Применим закон разведения Оствальда:
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (Na2SO4) – гидролизу не подвергаются. Na2SO4 ® Na+ + SO42-
NaOH H2SO4 Сильное основание сильная кислота раствор нейтральный: рН » 7.
Диссоциация соли: СН3СООNa ® CH3COO- + Na+
CH3COOH NaOH Слабая кислота сильное основание Гидролиз – по слабому электролиту: CH3COO- + НОН Û CH3COOH + ОН-
выражение константы гидролиза
Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато (FeCl3):
Fe3+ + НОН Û FeОН2+ + Н+ - 1-я ступень; FeОН2+ + НОН Û Fe(ОН)2+ + Н+ - 2-я ступень; Fe(ОН)2+ + НОН Û Fe(ОН)3 + Н+ - 3-я ступень
Кг1> Кг2 > Кг3
AgNO3 ® Ag+ + NO3- AgОН HNO3 слабое основание сильная кислота
Ag+ + НОН Û AgОН + Н+. кислая среда рН< 7 -константа гидролиза
KW
КД(AgOH) : AgOH Û Ag+ + OH- - константа гидролиза по катиону
Если КГ (1-ой ступени) Þ КД (последней ступени) Если КГ (последней ступени) Þ КД (1-ой ступени)
Расчет рН гидролиза по катиону:
Na2S ® Na+ + S2-
NaOH H2S сильное основание слабая кислота Гидролиз по ступеням: 1cт.: S2- + HOН Û HS- + ОН- 2ст.: HS- + HOН Û H2S + ОН- КГ(1ст) > КГ(2ст) кw
- константа гидролиза по аниону (Кг 1 Þ КД последней)
Расчет рН гидролиза по аниону:
Гидролиз и по катиону и по аниону:
NН4СN, РbCO3, Аl2S3
NН4СN Û NН4+ + ОН- Гидролиз: СN- + НОН Û НСN + ОН- NН4+ + НОН Û NН4ОН + Н+ NН4+ + СN- + Н2О Û NН4ОН + НСN
КД(NH4OH)=1,79×10-5 > КД(НСN) =7,9×10-10 Þ
Концентрация соли не влияет на b Þ
Расчет рН гидролиза по катиону и аниону:
Если в результате гидролиза Þ труднорастворимые или газообразные вещества Þ гидролиз необратимым: PbCO3 + Н2О ® Pb(ОН)2¯ + CO2
1) при температуры: DНГ > 0 Þ с температурыÞ КГ =b2 ×С0 ;
2) с разбавлением раствора (концентрация );
3) при концентрации иона, определяющего среду СN- + НОН Û НСN + ОН- НСl ® Cl- + H+
Задача Рассчитать КГ, b и рН 0,01 М раствора К2SО3. Решение Диссоциация сильного электролита К2SО3: К2SО3 ® 2К+ + SО32-
КОН Н2SО3 Сильное основание слабая кислота Гидролиз по SО32-: 1-ая ступень: SО32-+ НОН Û НSО3-+ОН- КГ1 = = 1,59×10-7
2-ая ступень: НSО3- + Н2О Û Н2SО3 + ОН- КГ2 = = 5,9×10-13 КГ1 > КГ2
b = = = 4×10-3 < 1 Þ расчет по приближенной формуле правомерен.
СOH- = b×c0 = 4×10-3×10-2 = 4×10-5
рН = 14 + lg СOH- =14 - 4,4 = 9,6
В насыщенных растворах сильных электролитов АnBm равновесие: АnBm(тв) Û n Am+(p-р) + m Bn-(p-р) - гетерогенный пр.
= ПРАnBm, т.к. аАnВm(тв) = const
ПР зависит: от природы электролита и растворителя, от температуры; ПР не зависит от активностей ионов. ПР25С –таблица Пример: Ag2CO3(тв) Û 2Ag+(р-р) + CO32-(р-р)
Если ( ) ³ ПРтабл – осадок выпадает Если ( ) < ПРтабл – осадок не выпадает
сР - растворимость - концентрация насыщенного раствора электролита
В насыщенном растворе: АnBm(тв) Û n Am+(нас. p-р) + m Bn-(нас. p-р) СР nсР mсР моль/л
ПР = = (gАm+×n ×сР)n × (gB n-×m ×сР)m= =(gАm+)n ×(gB n-)m × nn × mm ×(сР)n+m
- - растворимость - труднорастворимого сильного электролита
если g ® 1
Задача Определить сР MgF2, в растворе, в котором g(Mg2+)=0,7, g(F-)=0,96
MgF2 Û Mg2+ (нас.р-р) + 2F-(нас.р-р)
ПР(MgF2) = 4×10-9 = СР = моль/л
1) ионной силы раствора – введение растворимого электролита, не имеющего общих ионов ПР = gMg2+ ×СMg2+ ×СF-2 ×gF-2 С ионной силы раствора (I) Þ gi Þ CР Þ чтобы при Т=const Þ ПР =const
2) от введения одноименного иона MgF2 Û Mg2+ (нас.р-р) + 2F-(нас.р-р) NaF Û Na+ (р-р) + F-(р-р) СF- Þ равновесие смещается влево Þ СР
На этом явлении основано разделение элементов методом осаждения: растворимость СаСО3 и МgСО3 при введении в раствор хорошо растворимых К2СО3 или Nа2СО3 Þ ионы жесткости Са2+ и Мg2+ удаляются из раствора.
©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|