ния, соли. Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степенью и константой диссоциации.
Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению чис-
ла молекул, которые продиссоциировали на ионы, к общему числу молекул электролита. Для сильных электролитов (табл. 8) степень диссоциации равна единице, для слабых – значительно меньше единицы. Константа электролитической диссоциации характеризует равновесие диссоциации только слабых электролитов. Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым является электролит.
|
|
Таблица 8 |
|
|
Сильные и слабые электролиты |
||
|
|
|
|
Класс соединений |
Сильные |
Слабые |
|
Кислоты |
HNO3, HCl, H2SO4 |
HNO2, H2S, H2SO3, H2CO3, |
|
|
и другие |
H2SiO3, H3PO4, HF |
|
|
|
и другие |
|
Основания |
KOH, NaOH, Ba (OH)2 |
NH4OH, |
|
|
и другие |
нерастворимые основания |
|
Соли |
практически все соли |
─ |
|
|
|
||
|
|
|
|
Примечание: к слабым электролитам относится также вода.
Процесс диссоциации сильных электролитов происходит сразу в одну ступень. Слабые электролиты диссоциируют обратимо, причём многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют по ступеням.
Пример 2. Напишите уравнения электролитической диссоциации сильных электролитов: H2SO4, NaOH, Са (NO3)2. Укажите названия электролитов.
Решение. С точки зрения теории электролитической диссоциации молекулы кислот в воде диссоциируют на ионы водорода Н+, точнее гидроксония Н3О+ (Н+·Н2О), и на анион (отрицательно заряженную частицу). Серная кислота диссоциирует:
H2SO4 → 2H+ + SO42¯.
Основания — это электролиты, которые диссоциируют на ионы гидроксила OH¯ и катиона (положительно заряженную частицу). Гидроксид натрия диссоциирует:
NaOH → Na+ + OH¯.
Соли при диссоциации разлагаются на катионы и анионы. Нитрат кальция диссоциирует:
Са (NO3)2 → Са2+ + 2NO3¯.
16
4.1. ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕРЕАКЦИИВРАСТВОРАХЭЛЕКТРОЛИТОВ
Химическое взаимодействие в растворе электролита возможно в том случае, если ионы одного электролита с ионами другого образуют малорастворимые или малодиссоциирующие вещества (осадки или слабые электролиты) и
газы. При написании ионно-молекулярных уравнений хорошо растворимые
сильные электролиты записываются в виде ионов, а осадки, слабые электролиты и газы – в виде молекул.
Пример 3. В каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия?
Решение. Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции (Р – растворимое, НР – нерастворимое) и силу электролита (Сил — сильный, Сл – слабый).
CaCl2 + 2 NaNO3 → Ca (NO3)2 + 2 NaCl
Р, Сил Р, Сил Р, Сил Р, Сил
CaCl2 + Na2SO4 → CaSO4 ↓ + 2 NaCl
Р, Сил Р, Сил НР, Сил Р, Сил
В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, а слабые или нерастворимые – в виде молекул.
Ca2+ + 2Cl + 2NO3 + 2Cl → Ca2+ + 2NO3 + 2Na+ + 2Cl
Ca2+ + 2Cl + 2Na+ + SO4 2 → CaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl
В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ион- но-молекулярное уравнение имеет вид: Ca2+ + SO42 → CaSO4↓, т. е. в данном случае имеет место химическое взаимодействие с образованием малорастворимого вещества. Данная реакция является практически необратимой, т. к. в обратном направлении, т. е. в сторону растворения осадка, она протекает в очень незначительной степени.
Рабочее задание
Опыт 1. Реакции, протекающие
собразованием малорастворимых соединений
Водну пробирку налейте 1–2 мл раствора сульфата натрия Na2SO4, в другую – столько же сульфата аммония (NH4)2SO4. В каждую пробирку прибавьте по 1–2 мл раствора хлорида бария ВаCl2 и наблюдайте образование осадков.
Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Обратите внимание на одинаковый цвет осадков в обеих пробирках и одинаковые сокращенные ионно-молекулярные уравнения, которые выражают суть происходящих в растворах электролитов реакций двойного обмена.
17
Опыт 2. Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов и газов
Налейте в пробирку 1–2 мл раствора ацетата натрия СН3СООNa и добавьте 1 мл соляной кислоты, пробирку встряхните. Образующаяся уксусная кислота – СН3СООН (слабый электролит) обнаруживается по запаху.
Напишите молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции.
К 1–2 мл раствора сульфата аммония (NH4)2SO4 добавьте примерно равный объем раствора NaOH и нагрейте. Образующийся аммиак NH3 обнаруживается по запаху и по изменению окраски влажной полоски индикаторной бумаги, поднесенной к отверстию пробирки.
Напишите молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции. Налейте в пробирку 3–4 мл раствора карбоната натрия Na2CO3 и добавьте
1–2 мл раствора соляной кислоты. Образующаяся угольная кислота разлагается на воду и углекислый газ, который обнаруживается по появлению пузырьков.
Напишите молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции.
Выводы
1.По каким признакам можно установить наличие реакции двойного обмена между растворами электролитов?
2.Сформулируйте условия протекания практически необратимых реакций двойного обмена.
Контрольные упражнения
1. Напишите уравнения электролитической диссоциации HNO3, H2SO3, KOH, Cu (OH)2, K2SO3, CuCl2. Для слабых электролитов напишите выражения констант диссоциации.
2. Составьте молекулярные, полные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения: CaCl2 + Na2SiO3 →
NaOH + HNO3 → Al (OH)3 + HNO3 → Na2S + HCl →.
Литература [1− §§ 8.3, 8.4; 2− §§ 7.4 – 7.6; 3− пункт 4.2]
4. 2 МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ рН РАСТВОРОВ
Вода является очень слабым электролитом и диссоциирует по уравнению
Н2О ↔ Н+ + ОН .
В любом водном растворе при 22 0С произведение концентраций ионов воды (ионное произведение воды – КW) является величиной постоянной:
КW = [Н+] · [OH ] = 10–14,
где [Н+] ─ равновесная концентрация ионов Н+; [OH ] ─ равновесная концентрация ионов ОН .
18
В нейтральной среде [Н+] = [OH─] = 10–7 моль/л,
вкислой − [Н+]> [OH ], т. е. [Н+]> 10–7 моль/л, например [Н+]=10–6 моль/л,
вщелочной − [Н+]<[OH ], т. е. [Н+]<10–7 моль/л, например [Н+]=10–8 моль/л.
Реакция среды характеризуется через водородный показатель pH = ─ lg [Н+].
При решении задач будем пользоваться формулой pН = ─ lg CH+.
Если подставить значения концентраций ионов водорода CH+, полученные в вышеприведённом примере, в формулу для вычисления рН, то получим:
внейтральной среде: рН = ─ lg 10–7 = 7;
вкислой среде: рН = ─ lg 10–6 = 6;
вщелочной среде: рН = ─ lg 10–8 = 8.
Следовательно, в нейтральной среде рН=7, в кислой ─ рН<7, в щелочной ─ рН>7.
Пример 4. Раствор уксусной кислоты с молярной концентрацией 0,1 моль/л 0,1 М СН3СООН) имеет рН = 2. Вычислить степень диссоциации кислоты.
Решение. Уксусная кислота диссоциирует по уравнению СН3СООН ↔ СН3СОО + Н+,
поэтому число продиссоциировавших молекул кислоты равно числу ионов Н+, которые образовались при диссоциации и степень диссоциации уксусной кислоты:
|
сСН3СООН (продиссоциировавших) |
|
сН |
. |
||
|
с |
СООН |
|
с |
СООН |
|
|
СН3 |
|
СН3 |
|||
Из определения рН = – lg CН+ следует, что СН+ = 10–рН, тогда в нашем случае
СН+ = 10–2 = 0,01. Тогда α = (0,01): (0,1) = 0,1.
Пример 5. Раствор гидроксида аммония с молярной концентрацией 0,01 моль/л (0,01 М NH4OH) имеет рН = 10. Вычислите степень диссоциации основания.
Решение. Гидроксид аммония диссоциирует по уравнению
NH4OH ↔ NH4+ + OH ,
поэтому число продиссоциировавших молекул основания равно числу ионов OH ¯, которые образовались при диссоциации:
α |
С |
4 диссоц. |
|
|
С |
. |
|
С 4 |
С |
4 |
|||||
|
|
|
|||||
Из определения рН = – lg CН+ следует, что СН+ = 10–рН, в нашем случае СН+ = 10—10 моль/л.
Зная ионное произведение воды [H+]×[OH ]= 10—14, рассчитаем СОН¯:
С ОН– = 10-14: 10-10 = 10 |
– 4, тогда |
10 |
4 |
10 2 |
0,01. |
|
|
10 |
2 |
|
|
19
Рабочее задание
Опыт 1. Колориметрические методы определения рН
Изменение окраски индикатора в зависимости от реакции среды
Начертите в рабочей тетради таблицу для внесения данных эксперимента В шесть пробирок до половины объема налейте воды и добавьте в две
первые 2–3 капли метилоранжа, в две вторые – столько же фенолфталеина, в две третьи – универсального индикатора. Запишите в таблицу окраску индикаторов в нейтральной среде.
Добавьте в первую, третью и пятую пробирку по 1 мл кислоты и отметьте окраску индикаторов в кислой среде. Прилив во вторую, четвертую и шестую пробирки по 1 мл щелочи, наблюдайте, как изменилась окраска индикатора.
|
Окраска индикаторов в различных средах |
Таблица 9 |
||||
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
Название |
|
Окраска индикатора в различных средах |
|
|||
индикатора |
|
|
|
|
|
|
|
нейтральная |
кислая |
|
щелочная |
|
|
|
|
|
|
|||
Метилоранж |
|
|
|
|
|
|
Фенолфталеин |
|
|
|
|
|
|
Универсальный |
|
|
|
|
|
|
Определение рН растворов универсальной индикаторной бумагой
Начертите в рабочей тетради таблицу и внесите в нее наименование реактивов, их формулы и концентрацию растворов.
Таблица 10 Значения рН растворов, измеренные универсальной индикаторной бумагой
Наименование |
|
Молярная |
pH |
Степень диссоциации; |
Формула |
концентрация, |
электролит |
||
реактива |
|
моль/л |
|
сильный или слабый |
Кислота соляная |
HCl |
0,1 |
|
|
Кислота уксусная |
CH3COOH |
0,1 |
|
|
Гидроксид натрия |
NaOH |
0,1 |
|
|
Гидроксид аммония |
NH4OH |
0,1 |
|
|
Определите pH растворов кислот и оснований с помощью универсальной индикаторной бумаги, сравнив окраску со стандартной шкалой. Внесите данные в табл. 10 и рассчитайте степень диссоциации (примеры 4 и 5). Запишите в таблицу характеристику кислот и оснований: сильные или слабые – и отметьте, что у сильных кислот значение pH меньше, чем у слабых, а у сильных оснований больше, чем у слабых.
20