Методические указания к выполнению контрольных работ для студентов заочной формы обучения специальностей (стр. 5 из 14)

1-ая стадия

.

2-ая стадия

.

В дальнейшем коэффициенты активности и , соответственно, активность будут применяться только в самых необходимых случаях, поскольку коэффициенты активности однозарядных ионов в разбавленных растворах не сильно отличаются от единицы.

Правила написания ионных уравнений

При составлении уравнений реакций в растворах в ионной форме нужно придерживаться следующих правил:

1. все сильные электролиты пишутся в полностью диссоциированном виде.

2. при наличии в растворе электролитов разной силы, более сильный пишется в полностью диссоциированном виде, более слабый – в молекулярной (недиссоциированной) форме.

3. все мало растворимые и нерастворимые вещества пишутся в молекулярной (недиссоциированной) форме.

Условия протекания реакций в растворах до конца

Реакции в растворах идут до конца, если в результате реакции образуется:

1. более слабый электролит;

2. осадок;

3. газообразное вещество;

4. комплексное соединение.

Вода. Водородный показатель.

Вода является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды имеет вид:

1.22

где

- гидратированный ион гидроксония, - гидратированный ион гидроксила.

Обычно этот процесс записывают в предельно краткой форме:

1.23

где Н⁺ - ион водорода, ОН^- -ион гидроксила.

Константа диссоциации воды при 22˚С равна 1,8*10^-16.

1.24

Учитывая, что при этой температуре на ионы распадается примерно одна из 10⁸ молекул воды, активности в этом уравнении могут быть заменены на концентрации и из-за незначительности взаимодействия активность нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации воды, которая равна 1000/18=55,5 m. При этих допущениях получим:

1.25

Отсюда

.

Величину К_W называют ионным произведением воды, и она сохраняет свое значение, как и всякая константа, в любых растворах, содержащих воду.

Константа равновесия К_W сильно зависит от температуры. Эта зависимость и концентрации ионов приведены в табл.3.

Табл.3. зависимость К_W от температуры.

Т˚ К	273	293	295	298	323	353	373
КW*1014	0,11	0,68	1,0	1,11	5,55	25,1	55,0
	0,34	0,78	1,0	1,05	2,44	5,02	7,4

Однако, в случаях растворов электролитов, более строго использовать не концентрации, а активности ионов:

1.26

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы водорода (Н⁺) являются носителями кислых свойств, а ионы гидроксила (ОН^-) – основных. Поэтому раствор будет нейтральным, когда

, кислым, когда > и щелочным, когда < .

Характеристикой кислотности (щелочности) среды служит водородный показатель или рН.

Водородный показатель или рН есть отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе:

1.27

Аналогично можно ввести и гидроксильный показатель или рОН:

1.28

Очевидно, что при 295°K, рН+рОН=14. В кислой среде рН<7, а рОН>7; в нейтральной – рН = рОН = 7 и в щелочной - рН>7, а рОН<7.

Поскольку K_W зависит от температуры, в дальнейшем все процессы будут рассматриваться при температуре 295-298°K.

Пример 11. рН раствора равен 6. определите соответствующие активности (концентрации) ионов водорода и гидроксила этого раствора.

РЕШЕНИЕ. По формуле 1.27 находим активность (концентрацию) ионов водорода. Она равна 10^-6m. Далее по формуле 1.25 находим активность (концентрацию ионов гидроксила. Она равна 10^-14/10^-6 = 10^-8 m.

Теория кислот и оснований.

Первую теорию кислот и оснований предложил Аррениус на основании теории электролитической диссоциации. По Аррениусу кислотой является водородсодержащий электролит, дающий в водном растворе ион водорода, а основанием – гидроксидсодержащий электролит, дающий в водном растворе ион гидроксила. Электролиты, дающие в зависимости от условий в водных растворах ионы Н⁺ или ОН^-, были названы амфотерными.

Однако, эта теория неприменима к взаимодействиям, не сопровождающимися диссоциацией на ионы. Так, например, аммиак, реагируя с безводной HCl, дает соль NH₄Cl, а в водном растворе проявляет свойства основания, не имея гидроксильной группы.

Более общая протонная теория кислот и оснований была предложена Бренстедом и Лоури, применимая как к водным, так и неводным растворам. По этой теории кислота – это вещество, способное отдать протоны (донор протонов), а основание – вещество, способное принять протоны (акцептор протонов). Соотношение между кислотой и основанием можно представить схемой:

Основание + протон - кислота

Основание и кислоту, связанные данным соотношением, называют сопряженными. Взаимодействие между кислотой и основанием по этой теории имеет вид:

Кислота₁ + основание₁ - кислота₂ + основание₂ 1.29

Например, реакцию между аммиаком и фтористым водородом можно представить уравнением:

.

В зависимости от партнера то или иное вещество может выступать как кислотой, так и основанием. Например, вода по отношению к аммиаку является кислотой, а по отношению к HF – основанием:

кислота основание кислота основание

Произведение растворимости

Как упоминалось выше, растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Рассмотрим равновесие между твердым осадком трудно растворимой соли AgCl и ее ионами в водном растворе:

AgCl_тв- Ag⁺ + Cl^-

Константа равновесия имеет вид:

1.30

Активность твердой фазы величина постоянная и выражение 1.30 преобразуют к виду, называемому произведением растворимости (ПР):

ПР_AgCl =

1.31.

В общем случае для трудно растворимого электролита A_pB_q произведение растворимости имеет вид:

1.32.

Произведение растворимости, как и растворимость, зависит от температуры.

Хотя ПР при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий:

1. присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком. В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения.

2. присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком. В этом случае растворимость, как правило, резко уменьшается.

3. присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами трудно растворимого вещества. В этом случае растворимость, как правило, резко возрастает.