КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ

 

Введена для количественной оценки слабого электролита, зависит от:

а) природы растворителя;

б) природы растворённого вещества;

в) температуры.

 

1. Для слабых кислот её называют К кислоты (КА или Ка).

В случае ступенчатой диссоциации кислот она рассчитывается для каждой ступени.

Пример:

I ст. Н2S Û H+ + HS-

II ст. HS-Û Н+ + S2-

суммарный процесс: Н2S Û 2H+ + S2-

.

Для слабых и средних кислот:

а) К1 всегда максимальна (K1 > K2 > K3);

б) К = K1 × K2 × K3×…;

в) ,

т.е. среда раствора кислоты зависит от Кк-ты.

2. Для слабого основания также учитывают его ступенчатую диссоциацию и количественно оценивают через К основания В или Кb).

Пример:

I ст.

II ст.

III ст. AlOH2+Û Al3+ + OH-

.

Для слабых и средних оснований:

а) K1 > K2 > K3

 

б) .

 

 

Произведение растворимости (ПР)

 

Для насыщенных растворов солей имеет место равновесие между ионами, перешедшими в раствор и молекулами нерастворившейся соли

AgCl Û Ag+ + Cl- , .

Т.к. для малорастворимых солей [соли] = const (т.е. [AgCl] = const), то Кравн [AgCl] = K’ = [Ag+] × [Cl-], т.е. в насыщенном растворе соли произведение концентраций ионов, находящихся в растворе, есть величина постоянная и называется «произведение растворимости» (ПР). Эта величина табличная, при расчётах следует учитывать, что размерность концентраций ионов солей - моль/л.

Для более сложных случаев учитывают индексы, имеющиеся в молекуле. Например: HgJ2 Û Hg2+ + 2J-

Для солей одинакового стехиометрического состава чем меньше величина ПР, тем менее растворима соль.

Если при действии какого-либо растворителя возможно выпадение из раствора нескольких осадков солей с однотипными химическими формулами, то они выпадают по правилу ПР: вначале выпадут в осадок менее растворимые соли, а затем более растворимые.

Пример: в растворе имеются соли NaCl, NaBr, NaJ; в качестве осадителя туда добавили раствор AgNO3. Последовательность выпадения осадков оцениваем по значению ПР:

ПР для AgCl = 1,7×10-10; для AgBr = 3,3×10-13; для AgJ = 8,5×10-17. Вначале выпадает в осадок AgJ, затем AgBr и последним AgCl.

 

Растворимость (Р)

 

Р – способность вещества растворяться в том или ином растворителе при данной температуре. Мерой растворимости вещества является концентрация его насыщенного раствора. Размерность может быть различной: г/л, моль/л, г/дм3, моль/дм3, г/см3, г/100 г Н2О.

 

Связь между Р и ПР

1. Для электролита с ионами одинаковой зарядности типа АВ (АВ Û А + В)

ПР = [A] × [B].

В растворе над осадком концентрацию молекул вещества можно принять равной концентрации образующихся из них ионов: [AB] = [A] = [B]. В то же время концентрация молекул вещества АВ над осадком равна растворимости осадка РАВ:

[AB] = РАВ

Тогда ПРАВ = [A] × [B] = РАВ × РАВ. Отсюда выводим

2. Для электролита, состоящего из ионов разной зарядности: AmBn Û mA + nB. Т.к. концентрация молекул этого вещества над его осадком равна растворимости вещества , то и .

Тогда ,

отсюда: .

Пример:

,

.

 

Диссоциация воды. Водородный показатель (рН)

 

Водородный показатель рН служит для количественного определения среды растворов. Его выводят, учитывая характер диссоциации чистой воды:

H2O Û H+ + OH-.

При температуре 22°С в чистой воде [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.

Отсюда моль22.

Равенство [Н+] × [ОН-] = 10-14 моль22 справедливо не только для чистой воды, но также для растворов кислот, оснований и солей и не соблюдается в концентрированных кислотах и щелочах.

Понятие рН удобно в написании и произношении: величину находят по формуле

.

Отсюда [Н+] = 10-рН.

Реже пользуются гидроксильным показателем: рОН = -lg[OH-]. Оба показа-теля связаны друг с другом равенством: рН + рОН =14.

 

 

Для биологических жидкостей значения рН очень важны, и их отклонение от нормы говорит врачу о характере патологии (табл.4)

 

Таблица 4

Значение рН биологических систем

Жидкости и ткани организма рН (норма)
Сыворотка крови 7,35 - 7,45
Спинномозговая жидкость 7,35 - 7,45
Желчь в протоках 7,4 - 7,45
Желчь в пузыре 5,4 - 6,9
Слезы 7,4
Содержимое тонкого кишечника 7,6 - 8,0
Слюна 6,35 - 6,85
Желудочный сок 0,9 -1,5
Кожа 6,2 - 7,5
Моча 4,8 - 7,5
Фекалии 7,0 - 7,5

 

Пример 1:

Определить рН раствора НС1 (диссоциацию считать полной), у которого

С = 0,01 моль/л.

Решение:

+] = [НС1] = 10-2 моль/л,

отсюда

рН = -lg[H+] = -lg 10-2 = 2.

Пример 2:

Определить рН и рОН раствора КОН, если С = 0,1 моль/л.

Решение:

[ОН-] = [КОН] = 10-1 моль/л,

отсюда

pOH = - lg 10-1 = - (-1) =1, pH = 14 – pOH = 14 - l = 13.

 

Определение среды раствора

Для определения среды раствора, как правило, используют кислотно-основные индикаторы Оствальда: они представляют собой сложные органические кислоты или основания, у которых молекулы имеют одну окраску, а ионы - другую окраску и при добавлении индикаторов к исследуемому раствору, в соответствии с принципом Ле-Шателье, происходит смещение равновесия и раствор окрашивается в определенный цвет (табл.5).

 

Таблица 5

Кислотно-основные индикаторы

Индикатор Кислотная среда Нейтральная среда Щелочная среда
Лакмус Красный (рН<5) Фиолетовый (рН:5-8) Синий (рН>8)
Метилоранж Розовый (рН<3,1) Оранжевый (рН:3,1-4,4) Желтый (рН>4,4)
Фенолфталеин Бесцветный (рН< 8) Бесцветный (рН: 8-10) Малиновый (рН>10)

 

С помощью универсальной лакмусовой бумаги можно измерять рН растворов с точностью до половины единицы (рН = Х ± 0,5). Современные приборы рН-метры измеряют значения рН до 0,001 единицы (рН = Х ± 0,001)

 

Закон разбавления Оствальда

 

Этот закон объединяет количественные характеристики a и Кравн..

Пусть для какого-то слабого электролита его частичная диссоциация запишется в виде

АВ Û А + В,

[АВ] исходная = С, тогда перед растворением вещества [А] = [В] = 0.

После установления равновесия в растворе концентрации станут следующими. Берём величину степени диссоциации не в %, а в долях и тогда доля распавшихся на ионы молекул будет a, а доля оставшихся целых молекул будет (1 - a), т.е. [АВ] оставшихся = С × (1 - a), тогда как [А] = [В] = a × С.

.

Для очень слабых электролитов a << 1, тогда условно приравняем (1 - a) » 1, отсюда Кравн..= С × a2 и следовательно

.

Из закона следует, что степень диссоциации вещества a будет возрастать при уменьшении С, т.е. при разбавлении раствора.

Для растворов сильных электролитов говорят о «кажущейся степени диссоциации». Каждый ион окружён ионной атмосферой из ионов противоположного заряда. Вместо понятия «концентрация» используют понятие «активность иона» (а) – это та условная концентрация, соответственно которой ион действует в химических реакциях.

а = f × c,

где f – коэффициент активности.

Если f ® 1, то а ® c и этот факт говорит о слабом межионном взаимо-действии. Эффект имеет место в очень разбавленных растворах сильных электролитов.

Вопросы для закрепления материала:

1.Определить рН раствора серной кислоты, у которого С = 0,005 моль/л.

2.Величина рН желудочного сока больного = 3. Какой кислотности это соответствует - повышенной или пониженной?

ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ. АМФОТЕРНОСТЬ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

 

Ионные уравнения

При их записи сильные электролиты пишут в виде ионов, а средние и слабые - в виде молекул. Краткие ионные уравнения дают хорошее представление о химизме реакции.

Пример 1:

НС1 + NaOH = NaCl + Н2О;

Н+ + Сl- + Na+ + ОН- = Na+ + Сl- + Н2О;

Н+ + ОН- = Н2О.

Пример 2:

AgNO3 + NaCl = AgCl¯ + NaNO3;

Ag+ + NO3- + Na+ + Сl- = AgCl + Na+ +NO3-;

Ag++Cl- = AgCl.

 

Пример 3:

N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O;

N2O5 + 2K+ + 2ОН- = 2K+ + 2NO3- + H2O;

N2O5+2OH- = 2NO3- +H2O.

Пример 4:

CaO + 2HC1 = CaCl2 + H2O;

CaO + 2H+ + 2C1-= Ca2+ + 2Сl- + H2O;

CaO + 2H+=Ca2++H2O.

 






Дата добавления: 2017-10-04; просмотров: 1693; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2022 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.055 сек.