ВЫЧИСЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. Степень диссоциации вычислить


Химик.ПРО - Вычислить степень диссоциации

Вычислить степень диссоциации (α) и равновесную концентрацию ионов водорода ([H+]) в 0,1 М  растворе хлорноватистой кислоты (HClO). Константа диссоциации составляет 5 ∙ 10-8. Как изменится равновесная концентрация ионов водорода ([H+]), если к 1 литру 0,1 М раствора хлорноватистой кислоты (HClO) добавить 0,2 моля гипохлорита натрия (NaClO)?

Решение задачи

Перед тем как решить предложенную задачу и вычислить степень диссоциации, думаю, следует напомнить, что степень диссоциации слабого электролита резко снижается при добавлении к нему сильного электролита с одноименным ионом. Если в растворе слабого электролита , диссоциирующего по схеме:

схема диссоциации электролита

увеличить  концентрацию H+-ионов за счет прибавления сильной кислоты или концентрацию ионов  A- за счет прибавления соли этой кислоты, это приведет к сдвигу равновесия влево, то есть к уменьшению относительного количества диссоциированных молекул электролита.

Запишем уравнение диссоциации хлорноватистой кислоты (HClO):

диссоциация хлорноватистой кислоты

Найдем равновесную концентрацию ионов водорода ([H+]) по формуле:

равновесная концентрация ионов водорода

Вычислим степень диссоциации хлорноватистой кислоты (HClO), используя формулу вычисления степени диссоциации:

вычислить степень диссоциации

Если  к 1 л раствора хлорноватистой кислоты (HClO) добавить 0,2 моля гипохлорита натрия (NaClO), то концентрация ионов водорода (H+) уменьшится за счет увеличения концентрации ионов ClO-.

Запишем уравнение диссоциации гипохлорита натрия (NaClO):

диссоциация гипохлорита натрия

Обозначим концентрацию ионов водорода (H+) через х, тогда концентрация ионов ClO- будет равна:

х + αClO- (αClO- –  активность ионов ClO-, образовавшихся при диссоциации гипохлорита натрия (NaClO)).

Из таблицы 1 находим, что для 0,2  раствора гипохлорита натрия (NaClO) (µ = 0,2) коэффициент активности ионов ƒ = 0,7, а αClO- составит 0,14 моля (0,2 ∙ 0,7).

 

Таблица 1. Приближенные значения средних коэффициентов активности (ƒ) в зависимости от ионной силы (µ) раствора и заряда иона

таблица зависимости активности от ионной силы

 

Подставим эти величины в выражение для константы диссоциации:

константа диссоциации

откуда:

 х2 + 0,14х = 5 ⋅ 10-9.

Так как х2 величина очень маленькая, для упрощения вычислений пренебрегаем ею, тогда:

 0,14х = 5 ⋅ 10-9

х = 3,6 ⋅ 10-8 (моль/л).

 Найдем во сколько раз уменьшилась равновесную концентрацию ионов водорода ([H+]), а следовательно и степень диссоциации:

изменение концентрации

Ответ:

степень диссоциации равна 0,07 % или 7 ⋅ 10-4 моль/л;

равновесная концентрация ионов водорода равна 7 ⋅ 10-5 моль/л;

равновесная концентрация ионов водорода уменьшится в 1950 раз.

Похожие задачи по химии

himik.pro

Химик.ПРО -Степень и константа диссоциации

Степень и константа диссоциации

Вычислить степень электролитической диссоциации и рН  0,1 М раствора азотистой кислоты (HNO2). Кд = 5 ⋅ 10-4.

Добавлено 26/11/2014

Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов Nh5+ и концентрацию гидроксид ионов OH- в 0,5 М растворе NН4OH, если константа диссоциации нашатырного спирта составляет 1,8∙10-5.

Добавлено 18/12/2013

Какой объем нужно добавить воды к 500 миллилитрам 0,1 Н раствора уксусной кислоты (Ch4COOH), чтобы степень диссоциации  кислоты удвоилась?

Добавлено 6/11/2013

Константа диссоциации сернистой кислоты (h3SO3) по первой ступени 1,3 ⋅ 10-2. Вычислить степень диссоциации кислоты по первой ступени в 0,001 М растворе.

Добавлено 28/10/2013

Вычислить степень диссоциации (α) и равновесную концентрацию ионов водорода ([H+]) в 0,1 М  растворе хлорноватистой кислоты (HClO). Константа диссоциации составляет 5 ∙ 10-8. Как изменится равновесная концентрация ионов водорода ([H+]), если к 1 литру 0,1 М раствора хлорноватистой кислоты (HClO) добавить 0,2 моля гипохлорита натрия (NaClO)?

Добавлено 3/01/2013

Определить константу диссоциации и pH для 0,5 нормального раствора азотной кислоты (HNO3), если степень диссоциации равна 10 %.

Добавлено 19/11/2012

Константа диссоциации масляной кислоты (C3H7COOH) 1,5 ∙ 10-5. Вычислить ее степень диссоциации в 0,005 молярном растворе.

Добавлено 4/01/2012

Вычислить степень диссоциации и равновесную концентрацию ионов водорода ([H+]) в 0,01 M растворе плавиковой кислоты (HF). Константа диссоциации составляет 6,8 ∙ 10-4.

Добавлено 4/01/2012

Вычислить степень диссоциации и равновесную концентрацию ионов водорода ([H+]) в 0,01 M растворе плавиковой кислоты (HF). Константа диссоциации составляет 6,8 ∙ 10-4.

Добавлено 3/01/2012

Известна константа диссоциации азотистой кислоты вычислить степень диссоциации равновесную концентрацию ионов водорода раствора

Добавлено 9/04/2011  Page 1 of 2  1  2 »

himik.pro

Химик.ПРО - Степень электролитической диссоциации

Вычислить степень электролитической диссоциации и рН  0,1 М раствора азотистой кислоты (HNO2). Кд = 5 ⋅ 10-4.

Решение задачи

Степень электролитической диссоциации – это отношение числа распавшихся на ионы частиц к общему числу частиц. Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах.

Запишем уравнение диссоциации азотистой кислоты (HNO2):

диссоциация азотистой кислоты

Так как азотистая кислота (HNO2) является слабым электролитом, то для расчета применяют упрощенную формулу закона разбавления Оствальда:

формула степень электролитической диссоциации

где:

α – степень электролитической диссоциации;

KД – константа диссоциации;

CM – молярная концентрация электролита.

Подставим данные задачи в уравнение Оствальда:

степень электролитической диссоциации азотистой кислоты

Найдем равновесную концентрацию ионов водорода:

равновесная концентрация ионов водорода через степень электролитической диссоциации

Получаем:

[H+] = 0,1 ∙ 0,07 = 0,007 (моль/л).

Вычислим pH раствора по формуле:

формула нахождения pH

Водородный показатель (pH) раствора численно равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода в этом растворе.

pH = – lg [7 ⋅ 10-3]

pH = 3 – lg 7

pH = 2,2

Ответ:

степень электролитической диссоциации 0,07;

pH раствора 2,2.

Похожие задачи по химии

himik.pro

Кажущуюся степень диссоциации электролита | Задачи 518

Задача 518. Раствор, содержащий 0,53 г карбоната натрия в 200 г воды, кристаллизуется при -0,13°С. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли.Решение:M(Na2CO3) = 106 г/моль.  Теперь определим понижение температуры кристаллизации дельтаt(крист) раствора без учёта диссоциации щёлочи (криоскопическая константа для воды равна 1,86) по формуле:

степень диссоциации

Здесь m1 - масса растворённого вещества, m2 - масса раствора, М – молярная масса растворённого вещества, К – криоскопическая константа.  

Сравнивая найденное значение дельтаt(теорет) с экспериментально полученным значением  дельтаt(экспер), рассчитаем изотонический коэффициент по формуле: 

степень диссоциации

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации (изобар) соли из соотношения:

степень диссоциации

Здесь K - общее число ионов, образующихся при диссоциации электролита.

Ответ: 0,9.

Задача 519. В равных количествах воды растворено в одном случае 0,5 моля сахара, а в другом - 0,2 моля СаСI2. Температуры кристаллизации обоих растворов одинаковы. Определить кажущуюся степень диссоциации СаСI2.Решение:Из уравнения дельтаtз = KCM, где К – криоскопическая константа растворителя, которая для воды имеет значение 1,86; СМ – молярная концентрация раствора; дельтаtз - понижение температуры замерзания раствора, получим: 

дельтаtз(сахара) = 1,86 .0,5 = 0,9300С;дельтаtз(СaCl2) = 1,86 . 0,2 = 0,3720С

Теперь, учитывая, что температуры кристаллизации обоих растворов одинаковы и,  сравнивая найденные значения дельтаtз сахара и хлорида кальция найдём изотонический коэффициент (i), получим: 

степень диссоциации

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации (изобар) соли из соотношения:

степень диссоциации

здесь K - общее число ионов, образующихся при диссоциации электролита.

Ответ: 0,9.

Задача 520. При 100°С давление пара раствора, содержащего 0,05 моля сульфата натрия в 450 г воды, равно 100,8 кПа (756,2 мм рт. ст.). Определить кажущуюся степень диссоциации  Na2SO4.Решение:Понижение давления пара над раствором вычисляем по уравнению: 

степень диссоциации

где Р0 – давление насыщенного пара над растворителем, 101,325 кПа; Р – давление насыщенного пара над раствором, 100,800 кПа; N – мольная доля растворённого вещества; n1, n2 – количества растворённого вещества и раствора. Находим количество воды в растворе: 

степень диссоциации

Тогда:

степень диссоциации

Находим экспериментальное значение:

 дельтаP(экспер) = P0 - P = 101,325 - 100,800 = 0,525 Па.

Рассчитаем изотонический коэффициент из соотношения: 

степень диссоциации

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации (изобар) соли из соотношения:

степень диссоциации

Здесь K - общее число ионов, образующихся при диссоциации электролита.

Ответ: 0,8.

Задача 521.В 1 л 0,01М раствора уксусной кислоты содержится 6,26 . 10-21  ее молекул и ионов. Определить кажущуюся степень диссоциации уксусной кислоты.Решение:В 1 моль любого вещества содержится 6,02 .10-23  молекул. Определим количество молекул,   содержащееся в 0,01 моле уксусной кислоты из пропорции:

1 : 6,02 .10-23 = 0,01 : x; x = (0,01 . 6,02 .10-23)/1 = 6,02 . 10-21                 

Изотонический коэффициент рассчитаем из сравнения теоретического и практического количеств молекул уксусной кислоты:

степень диссоциации

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации (изобар) кислоты из соотношения:

степень диссоциации

здесь K - общее число ионов, образующихся при диссоциации электролита.

Ответ: 0,04.

buzani.ru

ВЫЧИСЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Стр 1 из 4Следующая ⇒

ДЗ – 3 (2)

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ВЫЧИСЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Примеры решения задач

Пример 1. Степень диссоциации уксусной кислоты (α) в 0,1 М растворе равна 1,32∙10–2. Найти константу диссоциации кислоты (К) и значение рК.

Решение. Подставим данные задачи в уравнение закона разбавления Оствальда

К = α2CM/(1–α) = 1,77∙10–5 pK = -lg K = 4,75

 

Пример 2.Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе хлорноватистой кислоты HClO (K=5∙10-8).

Решение: Найдем степень диссоциации HClO(α)

. Отсюда [H+] = α∙CM = 7∙10–5 моль.

Задачу можно решить и другим способом, используя соотношение

тогда [H+] = 7∙10–5 моль/л.

 

Пример 3. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,2 М растворе HCOOH (K = 0,8∙10–4), если к 1 л этого раствора добавить 0,1 моль HCOONa. Считать, что соль полностью диссоциирована.

Решение: HCOOH H+ + НCOO–

HCOONa → HCOO– + Na+

Исходная концентрация ионов водорода:

.

Концентрацию ионов водорода в растворе после добавления соли обозначим х. Тогда концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна (0,2-х). Концентрация же ионов HCOO– слагается из двух величин: из концентрации, создаваемой диссоциацией молекул кислоты, и концентрации, обусловленной присутствием в растворе соли. Общая концентрация ионов HCOO– равна, следовательно, (0,1+х). Подставляем в формулу константы равновесия

откуда х = 3,6∙10–4 моль/л.

Сравнивая исходную концентрацию ионов водорода с найденной, находим, что прибавление соли HCOONa вызвало уменьшение концентрации ионов [H+] в

Подставляем в формулу константы равновесияЗадачи для самостоятельной работы:

1.4. Нужно приготовить раствор, содержащий в 1 л 0,5 моля NaCl, 0,16 моля KCl и 0,24 моля K2SO4. Как это сделать, имея в своем распоряжении только NaCl, KCl и Na2SO4?

1.5. Константа диссоциации масляной кислоты C3H7COOH 1,5∙10–5. Вычислить степень её диссоциации в 0,005 М растворе.

1.6. Найти степень диссоциации хлорноватистой кислоты HOCl в 0,2 н. растворе.

1.7. Степень диссоциации муравьиной кислоты HCOOH в 0,2 н. растворе равна 0,03. Определить константу диссоциации кислоты и значение рК.

1.8. Степень диссоциации угольной кислоты h3CO3 по первой ступени в 0,1 н. растворе равна 2,11∙10–3. Вычислить К1.

1.9. При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты HNO2 будет равна 0,2?

1.10. В 0,1 н. растворе степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32∙10–2. При какой концентрации азотистой кислоты HNO2 ее степень диссоциации будет такой же?

1.11. Сколько воды нужно прибавить к 300 мл 0,2 М раствора уксусной кислоты, чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась?

1.12. Чему равна концентрация ионов водорода H+ в водном растворе муравьиной кислоты, если α = 0,03?

1.13. Вычислить [H+] в 0,02 М растворе сернистой кислоты. Диссоциацией кислоты по второй ступени пренебречь.

1.14. Вычислить [H+], [HSe–] и [Se2–] в 0,05 М растворе h3Se.

1.15. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л 0,005 М раствора уксусной кислоты добавить 0,05 моля ацетата натрия?

1.16. Рассчитать концентрацию ионов Ch4COO– в растворе, 1 л которого содержит 1 моль Ch4COOH и 0,1 моля HCl, считая диссоциацию последнего полной.

 

 

©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.

arhivinfo.ru

6.2. Произведение растворимости

той диссоциации KД. Она зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации раствора. Эта величина указывает на прочность молекул электролита в данном растворе.

Степенью диссоциации  электролита называется отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе. Степень диссоциации может быть выражена в долях единицы, либо в процентах. Если исходную концентрацию раствора принять равной C, то число продиссоциированных молекул уксусной кислоты будет равно С. Так как при диссоциации каждая молекула распадается на один анион Ch4COO- и один катион H+, то равновесная концентрация ионов Ch4COO- будет совпадать с равновесной концентрацией H+ и составлять С. Равновесная концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С-С) или (1-)С. При этом в соответствии с уравнением (25) константа диссоциации будет

, (26)

где .

Уравнение (26) известно в теории растворов как закон Оствальда.

Для растворов слабых электролитов, у которых степень диссоциации меньше единицы, уравнение (26) можно упростить, считая, что (1-)  1.

Тогда

. (27)

Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто удобно пользоваться не константой K, а показателем константы диссоциации pK, который определяется соотношением

pK = –lgK . (28)

Величины KД и рК приведены в табл.5.

Электролиты, практически полностью диссоциирующие в водных растворах, называются сильными электролитами. К сильным электролитам относятся: большинство солей, которые уже в кристаллическом состоянии построены из ионов, гидроксиды S-элементов, некоторые кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3).

В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации велика концентрация ионов. Свойства таких растворов существенно зависят от степени взаимодействия входящих в их состав ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворителя. В результате свойства раствора, зависящие от числа растворенных частиц, такие, как электропроводность, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения и т. д., оказываются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на невзаимодействующие ионы. Поэтому для описания состояния ионов в растворе наряду с концентрацией ионов пользуются их активностью, т. е. эффективной (активной) концентрацией, с которой они действуют в химических процессах. Активность ионов a (моль/л) связана с их моляльной концентрацией Cm соотношением

а =  Сm , (29)

где  – коэффициент активности.

Коэффициенты активности меняются в широких пределах. В разбавленных растворах их значения зависят в основном от концентрации и заряда ионов, присутствующих в растворе, т. е. от "ионной силы" раствора I, которая равна полусумме произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда:

. (30)

В табл. 4 приведены значения коэффициентов активности ионов в разбавленных растворах в зависимости от их заряда и ионной силы раствора.

Пример 1. Найдите степень диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени в 0,1 М растворе, если константа диссоциации для этой ступени равна 1,110-7.

Решение. Так как сероводородная кислота относится к очень слабым электролитам, то для расчета степени диссоциации воспользуемся выражением (27)

.

Степень диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени равна 0,105 %.

Пример 2. Определите концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе хлорноватистой кислоты HOCl (Kд = 510-8).

Решение. Найдем степень диссоциации HOCl:

.

Отсюда [H+] = CМ = 710-40,1 = 710-5 моль/л. Задачу можно решить и другим способом. Так как концентрация ионов в растворе электролита зависит от молярной концентрации электролита C, его степени диссоциации  и числа ионов n данного вида, получаемых при диссоциации электролита, т. е. Cион = Cn, то концентрацию ионов водорода можно вычислить следующим образом:

;

моль/л.

Пример 3. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,2 М растворе муравьиной кислоты HCOOH (Kд = 1,810-4), если к 1 литру этого раствора добавить 0,1 моль соли HCOONa? Считать, что соль полностью диссоциирована.

Решение. Найдем исходную концентрацию ионов H+ в растворе до добавления соли:

моль/л.

Концентрацию ионов водорода в растворе после добавления соли обозначим через x, тогда концентрация недиссоциированных молекул кислоты будет равна 0,2 – x. Концентрация же ионов HCOO- будет слагаться из двух величин: из концентрации, создаваемой диссоциацией молекул кислоты, и концентрации, обусловленной присутствием в растворе соли. Первая из этих величин равна x, а вторая 0,1 моль/л. Общая концентрация ионов HCOO- равна, следовательно, 0,1 + x. Подставив значения концентраций в выражение для константы диссоциации муравьиной кислоты, получим

.

Сравнивая исходную концентрацию ионов водорода с найденной, находим, что прибавление соли HCOONa вызвало уменьшение концентрации ионов водорода в 610-3/3,610-4, т. е. в 16,6 раза.

Пример 4. Рассчитайте активную концентрацию хлорида кальция в водном растворе, содержащем 0,925 г CaCl2 в 500 г воды.

Решение. Для определения активной концентрации электролита необходимо знать его моляльную концентрацию Cm (моляльность). Известно, что в 500 г h3O содержится 0,925 г CaCl2, тогда в 1000 г воды содержится 1,85 г CaCl2 (=111 г/моль). ОтсюдаCm будет равна:

Cm = 1,85/111 = 0,017 моль/кг.

Определим ионную силу раствора:

.

По значению ионной силы раствора находим коэффициент активности ионов (табл.4):

.

Определяем активность ионов Ca2+ и Cl-:

,

.

Активная концентрация хлорида кальция равна:

.

ЗАДАЧИ

  1. Степень диссоциации уксусной кислоты Ch4COOH в 1; 0,1; 0,01 н растворах соответственно равна 0,42; 1,34; 4,25 %. Вычислив KД уксусной кислоты для растворов указанных концентраций, докажите, что константа диссоциации не зависит от концентрации раствора.

  2. Константа диссоциации фосфорной кислоты по первой ступени равна 7,1110-3. Пренебрегая диссоциацией по другим ступеням, вычислите концентрацию водородных ионов в 0,5 М растворе.

  3. Определите степень диссоциации и концентрацию ионов OH- в 0,1 н растворе Nh5OH, если KД = 1,7710-5.

  4. Угольная кислота по первой ступени диссоциирует:

.

Концентрация ионов водорода в 0,005 М растворе равна 4,2510-5 моль/л. Определите константу диссоциации h3CO3 по первой ступени.

  1. Как изменится концентрация ионов OH- в 1 н Nh5OH, если к 5 л раствора добавить 26,75 г хлорида аммония, кажущаяся степень диссоциации которого 85 % ? Константа диссоциации Nh5OH равна 1,7710-5.

  2. Определите ионную силу раствора, содержащего 1,62 г Ca(HCO3)2 в 250 г воды.

  3. Вычислите активную концентрацию 0,005 молярного раствора Al2(SO4)3. Коэффициенты активности ионов Al3+ и SO42- соответственно равны 0,285 и 0,495.

  4. Вычислите активные концентрации сульфата меди и сульфата калия в растворе, содержащем 1,59 г CuSO4 и 0,44 г K2SO4 в 250 г воды.

  5. Средний коэффициент активности ионов иодида калия в водном растворе равен 0,872. Рассчитайте ионную силу этого раствора.

  6. Чему равна концентрация ионов водорода H+ в водном растворе муравьиной кислоты, если  = 0,03?

  7. Рассчитайте концентрацию ионов Ch4COO- в растворе, 1 л которого содержит 1 моль Ch4COOH и 0,1 моля HCl, считая диссоциацию последнего полной.

  8. Вычислите [H+] в 0,02 М растворе сернистой кислоты. Диссоциацией кислоты во второй ступени пренебречь.

  9. При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты HNO2 будет равна 0,2?

  10. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л 0,005 М раствора уксусной кислоты добавить 0,05 моля ацетата натрия?

  11. Степень диссоциации угольной кислоты h3CO3 по первой ступени в 0,1 н растворе равна 2,1110-3. Вычислите KД.

  12. Вычислите приближенное значение активности ионов Ba2+ и Cl- в 0,002 н растворе BaCl2.

  13. Вычислите ионную силу и активность ионов в растворе, содержащем 0,01 моль/л Ca(NO3)2 и 0,01 моль/л CaCl2.

  14. Рассчитайте концентрацию ионов H+ в 0,01 М растворе Ch4COOH при 298 0К.

  15. Вычислите константу диссоциации цианисто-водородной кислоты HCN, если степень диссоциации ее в 0,01 М растворе HCN равна 2,8310-4.

  16. Вычислите степень диссоциации Nh5OH в 0,05 М и 0,5 М растворах при 298 0К. Как влияет концентрация раствора на степень диссоциации гидроксида аммония?

  17. Вычислите константу диссоциации гидроксида аммония, если его степень диссоциации в 210-3 М растворе равна 10 %.

Большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде. На практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. В таких случаях скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью кристаллизации, и, соответственно, между раствором и осадком наступит динамическое равновесие:

.

Константа равновесия данного процесса, как и любой другой гетерогенной реакции, определяется только произведением активностей ионов в растворе и не зависит от активности твердого компонента:

. (31)

Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе, есть величина постоянная при данной температуре. Эту величину называют произведением растворимости и обозначают ПР.

Так как экспериментальное определение активностей отдельных ионов – задача зачастую неразрешимая, то произведение растворимости применяется для малорастворимых электролитов, таких, для которых концентрация ионов в насыщенном растворе невелика. В этом случае при расчетах активности можно заменять концентрациями.

Из вышесказанного следует, что осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита становится больше произведения растворимости. И наоборот, растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентрации его ионов меньше произведения растворимости.

Пример 1. Произведение растворимости иодида свинца при 20 0C равно 810-9. Рассчитайте концентрацию ионов свинца и иода в насыщенном растворе PbI2 при данной температуре.

Решение. PbI2 диссоциирует по уравнению

PbI2  Pb2+ + 2I- .

При диссоциации иодида свинца ионов иода получается в два раза больше, чем ионов свинца. Следовательно, . Произведение растворимости соли (табл. 7).

Выразим концентрацию ионов I- через концентрацию ионов свинца, тогда

.

Отсюда концентрация ионов свинца

моль/л,

а концентрация ионов иода моль/л.

Пример 2. Растворимость Ag3PO4 в воде при 20 0С равна 0,0065 г/л. Рассчитайте значение произведения растворимости.

Решение. Найдем молярную концентрацию фосфата серебра:

= 3107,86 + 31 + 416 = 418,58 г/моль.

моль/л.

При диссоциации одного моля ортофосфата серебра образуется 1 моль фосфат-ионов, PO43- и 3 моля ионов серебра, Ag+. Поэтому концентрация иона PO43- равна CМ, а концентрация Ag+ в 3 раза больше, т. е.

Произведение растворимости Ag3PO4

.

Пример 3. Смешаны равные объемы 0,01 М растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция?

Решение. Найдем произведение концентрации ионов Ca2+ и SO42- и сравним его с произведением растворимости сульфата кальция. Так как при смешивании исходных растворов общий объем раствора вдвое возрастает, то концентрации ивдвое уменьшаются по сравнению с исходными. Поэтому== 510-3 моль/л.

Находим произведение концентраций ионов:

= (510-3)2 = 2,510-5 .

По данным табл. 7 . Найденное значение произведения концентраций ионов меньше этой величины, следовательно, раствор будет ненасыщенным относительно сульфата кальция, и осадок не образуется.

ЗАДАЧИ

  1. при 25 0С равно 110-25. Рассчитайте концентрации ионов Ca2+ и PO43- в насыщенном растворе Ca3(PO4)2 при этой температуре.

  2. Насыщенный раствор Ag2Cr2O7 объемом 5 л содержит 0,5 моль Na2Cr2O7. Найдите концентрацию ионов Ag+ в этом растворе, если и .

  3. Определите растворимость Ag2CO3 в воде; .

  4. Насыщенный при комнатной температуре раствор PbSO4 объемом 3 л содержит 0,132 г соли. Вычислите .

  5. при 18 0С составляет 3,210-8. Какое количество свинца содержится в 0,4 л насыщенного раствора? Какая масса свинца в виде ионов содержится в 5 л этого раствора?

  6. Раствор содержит ионы SO42- и CrO42-. Концентрация какого иона должна быть больше и во сколько раз, чтобы осаждение сульфата и хромата серебра началось одновременно; .

  7. Насыщенный раствор AgIO3 объемом 3 л содержит в виде ионов 0,176 г серебра. Вычислите .

  8. Какова должна быть минимальная концентрация KBr, чтобы прибавление к его раствору равного объема 0,003 н AgNO3 вызвало появление осадка? . Степень диссоциации этих электролитов примите равной единице.

  9. Растворимость CaCO3 при 35 0С равна 6,910-5 моль/л. Вычислите произведение растворимости этой соли.

  10. В 500 мл воды при 18 0С растворяется 0,0166 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?

  11. Для растворения 1,16 г PbI2 потребовалось 2 л воды. Рассчитайте произведение растворимости соли.

  12. Вычислите массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr.

  13. Образуется ли осадок сульфата серебра, если к 0,02 М раствору AgNO3 добавить равный объем 1 н раствора h3SO4?

  14. Образуется ли осадок хлорида свинца, если к 0,1 н раствору Pb(NO3)2 добавить равный объем 0,4 н раствора NaCl?

  15. Вычислите растворимость (в моль/л) CaF2 в воде и в 0,05 М растворе CaCl2. Во сколько раз растворимость во втором случае меньше, чем в первом?

  16. К 50 мл 0,001 н раствора HCl добавили 450 мл 0,0001 н раствора AgNO3. Выпадет ли осадок хлорида серебра?*

381. Значение ПР для AgCl и Ag2CrO4 равны соответственно 1,6·10-10 и 1,04 10-12. Какое соединение будет осаждаться первым при добавлении одной капли раствора, содержащего Ag+ к раствору, состоящему из 0,1М раствора NaCl и 0,1М раствора Na2CrO4.

Когда начнет образовываться осадок ионного состава при добавлении раствора, содержащего Ag+ (допустим 0,1 М раствор).

studfiles.net

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Кроме константы диссоциации силу электролита можно определить по значению другого параметра, зависящего от концентрации раствора. Таким параметром является кажущаяся степень диссоциации которая показывает долю молекул распавшихся на ионы.

Степень диссоциации ( ) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (Nдис.) к общему числу молекул растворенного вещества (Nобщ.):

(7.6.4.)

Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах. Поскольку общее число молекул вещества в растворе пропорционально количеству его вещества и его молярной концентрации, то можно записать:

(7.6.5.)

где nдис. и cдис. - соответственно, количество и молярная концентрация растворенного вещества, подвергшегося электролитической диссоциации.

К сильным электролитам условно относят вещества, кажущаяся степень диссоциации которых в растворе превышает 30% ( > 0,3). При  < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

Степень диссоциации обычно определяют по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов. При этом получают не истинные значения , а кажущиеся значения. Они всегда меньше истинных значений , т.к. ионы при движении к электродам сталкиваются и частично уменьшают свою подвижность, особенно при высокой их концентрации в растворе, когда возникает электростатическое притяжение между ионами. Например, истинное значение степени электролитической диссоциации HCl в разбавленном растворе равно 1, в 1 М растворе  = 0,78 (78%) при 180 С, однако, в этом растворе не содержится 22% недиссоциированных молекул HCl, практически все молекулы диссоциированы.

Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют практически полностью, называют сильными электролитами.

К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты (h3SO4, HNO3, HClO4, галогеноводородные, кроме HF и др.), гидроксиды s-элементов (исключение - Be(OH)2 и Mg(OH)2). Кажущиеся значения a этих электролитов находятся в пределах от 70 до 100%. Диссоциация сильных электролитов - это практически необратимый процесс:

HCl  H+ + Cl- или HCl = H+ + Cl-

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка, основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов OH- и катионов металла.

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например:

В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли, NaHSO4, NaHCO3, K2HPO4 и т.д.

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Этим объясняют способность многокислотных оснований образовывать основные соли: CuOHCl, (ZnOH)2SO4 и др.

Электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично, называют слабыми. Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс

например:

 

 (при 25 С)

HCN  H+ + CN-

7·10-5 (или 0,007%)

0,013 (или 1,3%)

Степень электролитической диссоциации зависит от:

и возрастает при увеличении разбавления раствора:

C(Ch4COOH) , моль/л

0,2

0,1

0,05

0,01

0,005

0,001

 , % (при 25° С)

0,05

1,4

1,9

4,2

6,0

12,4

слабый электролит

электролит средней силы

Степень диссоциации возрастает при увеличении температуры раствора. Увеличение кинетической энергии растворенных частиц способствует распаду молекул на ионы, что приводит к возрастанию степени диссоциации при нагревании растворов.

Если в растворе слабой кислоты или слабого основания увеличить концентрацию одноименного иона введением соответствующей соли, то наблюдается резкое изменение степени диссоциации слабого электролита. Рассмотрим, например, как изменится  уксусной кислоты (Ch4COOH) при введении в раствор ацетата натрия (введение одноименных ионов Ch4COO-).

Согласно принципу Ле Шателье равновесие процесса диссоциации

сместится влево в результате увеличения концентрации ацетат-ионов Ch4COO-, образующихся при диссоциации ацетата натрия:

Ch4COONa  Ch4COO- + Na+.

Такое смещение равновесия в сторону образования Ch4COOH означает уменьшение степени ее диссоциации и приводит к уменьшению концентрации ионов водорода, например:

C(Ch4COOH), моль/л

0,01

0,01

C(Ch4COONa), моль/л

0,01

[H+], моль/л

4,32·0-4

1,86·10-5

Таким образом, в результате введения в 1 л 0,01 М раствора Ch4COOH 0,01 моль Ch4COONa концентрация ионов водорода уменьшилась в

.

С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды (амфолиты) - это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований. К ним относят Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, и др. Например, уравнения электролитической диссоциации Be(OH)2:

1) диссоциация по типу основания:

Be(OH)2 + 3h3O  OH- + [BeOH(h3O)3]

[BeOH(h3O)3] + h3O  OH- + [Be(h3O)4]

2) диссоциация по типу кислоты:

Be(OH)2 + 2h3O  H+ + [Be(OH)3h3O]

[Be(OH)2h3O]  H+ + [Be(OH)3]

        1. Закон разведения Оствальда

          Вильгельм Фридрих Оствальд (2.09.1853,—4.04.1932)— балтийский немец, физико-химик и философ-идеалист, лауреат Нобелевской премии по химии 1909 года. Член-корреспондент Петербургской АН (1895).

Между константой и степенью диссоциации существует определенная закономерность, которую в 1888г.обнаружил В.Оствальд и сумел ее объяснить. Эта закономерность впоследствии была названа законом разведения Оствальда.

Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Kдсвязана спростой зависимостью. Если общую молярную концентрацию электролита в растворе обозначить СКА, то для бинарных электролитов концентрации ионов Ky+и Ax-будут равны·CKA. Очевидно, что

[Ky+] = [Ax-] = ·CKA ,

[KA] = CKA - ·CKA = CKA·(1- ), тогда

(7.6.6.)

Для слабых электролитов   0 и (1 -  )  1. Следовательно,

(7.6.7.)

Полученная зависимость является математическим выражением закона разбавления Оствальда:

степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.

studfiles.net