ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Лекции.ИНФО


ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ



ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Учебное пособие

 

Рекомендовано учебно-методическим объединением высших учебных заведений Российской Федерации по образованию в области авиации, ракетостроения и космоса в качестве учебного пособия для студентов, обучающихся по направлениям 150100 «Металлургия», 150600 “Материаловедение и технология новых материалов”, 150500 “Материаловедение, технология материалов и покрытий”, 286200 “Защита окружающей среды”, 280100 «Безопасность жизнедеятельности».

 

 

Москва 2007

 

 

Авторы: В.С.Клементьева, И.В.Соловьева, Т.Я.Максина.

 

Под редакцией Петра Гордеевича Бабаевского.

 

Рецензенты:

 

Водные растворы электролитов / В.С.Клементьева, И.В.Соловьева, Т.Я.Максина. – М.: МАТИ, 2007. - …с.

 

Настоящее пособие посвящено рассмотрению краткой теории растворов электролитов, современного представления о природе кислот и оснований.

Учебное пособие состоит из нескольких разделов, включающих вопросы электролитической диссоциации, гидролиза, фазовых равновесий в растворах электролитов. Приведены примеры решения задач и контрольные задания для проверки знаний студентов, а также большое количество справочных материалов.

Учебное пособие предназначено для подготовки бакалавров и магистров по направлениям 150100 «Металлургия», 150600 “Материаловедение и технология новых материалов”, 150500 “Материаловедение, технология материалов и покрытий”, 286200 “Защита окружающей среды”, 280100 «Безопасность жизнедеятельности».

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

  Введение.............................................................................................4
1. Основные свойства растворов..........................................................5
1.1 Способы выражения состава раствора.…………………………6
1.2. Типовые задачи и их решение…………………………………..10
  2. Ионные равновесия в водных растворах электролитов………….20
2.1. Теория электролитической диссоциации...............................20
2.2. Современные теории кислот и оснований………...................22
2.2.1. Протолитическая теория кислот и оснований (Теория Бренстеда и Лоури)………………………………………….23 2.2.2. Электронная теория кислот и оснований Льюиса……26
2.3. Растворы сильных электролитов............................................27
2.4. Равновесия в растворах слабых электролитов………………30
2.5.Электролитическая диссоциация комплексных соединений.39
  3. Электролитическая диссоциация воды……………………………...42
3.1. Ионное произведение воды……………………………………...42
3.2. Среда водных растворов. Водородный показатель рН……..43
3.4. Формулы для расчета рН среды в растворах кислот и оснований…………………………………………………………..45
3.5. Кислотно-основные индикаторы для определения среды водных растворов………………………………………………….52
3.6. Водные буферные растворы…………………………………….54
  4. Малорастворимые электролиты. Количественные характеристики процессов растворения…………………………….55
4.1. Условия выпадения и растворения осадков в водных растворах электролитов…………………………………………62
4.2. Влияние на растворимость рН среды раствора. рН гидратообразования……………………………………….. 67
  5. Ионнообменные реакции в водных растворах электролитов……69
  6. Равновесия в растворах гидролизующихся солей………………...79

6.1. Гидролиз соли по катиону………………………………………...81

6.2. Гидролиз соли по аниону…………………………………………86

6.3. Гидролиз соли по катиону и аниону одновременно………….89

 

 
ВВЕДЕНИЕ

Учебное пособие предназначено для изучения ряда соответствующих разделов дисциплины «Неорганическая и аналитическая химия» при подготовке бакалавров, магистров и специалистов в области техники и технологии по направлениям 150100 «Металлургия», 150600 “Материаловедение и технология новых материалов”, 150500 “Материаловедение, технология материалов и покрытий”, 286200 “Защита окружающей среды”, 280100 «Безопасность жизнедеятельности».

Учебное пособие может быть использовано также для самостоятельной работы студентов при решении задач по теме «Растворы электролитов» и для выполнения курсовых и индивидуальных работ.

В учебное пособие включены основные определения и закономерности теории водных растворов электролитов, приведены типовые расчеты для растворов. На многочисленных примерах рассмотрены методы решения задач по указанной теме. После примеров следуют многовариантные контрольные задания. Это позволяет использовать пособие для проведения проверочных и контрольных работ. Необходимые справочные данные приведены в соответствующих таблицах.

Основные свойства растворов

Раствором называют многокомпонентную гомогенную систему переменного состава, каждый из компонентов которого равномерно распределен в массе другого в виде молекул, атомов или ионов.

Наиболее изученными, широко распространенными и используемыми являются жидкие растворы. В зависимости от природы растворителя различают водные растворы (растворитель – вода) и неводные (все другие растворители). В настоящем пособии рассматриваются только водные растворы.

Условно компоненты раствора делятся на растворенное вещество и растворитель. Если раствор образуется при смешивании компонентов одинакового агрегатного состояния, растворителем считается тот компонент, содержание которого в растворе больше. В остальных случаях растворителем является компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора.

Образование раствора представляет собой сложный процесс, часто сопровождающийся изменением объема и тепловыми эффектами.

Растворение в жидкостях газов и жидкостей обычно сопровождается выделением теплоты (∆ Нраств < 0).

Изменение теплоты при образовании раствора можно представить как сумму эндо- и экзотермических процессов, сопровождающих растворение. Процесс растворения любого вещества в жидкости протекает в 3 стадии:

1) разрушение химических и межмолекулярных связей растворяемого вещества, которое требует затраты энергии (∆Нразр> 0);

2) сольватация - химическое взаимодействие растворителя с растворенными частицами вещества с образованием сольватов (в водных растворах – гидратов) - процесс экзотермический (∆ Нгидр < 0);

3)диффузия - равномерное распределение сольватов (гидратов) в объеме раствора - происходит с энергетическими затратами (∆Ндиф > 0).

Общий тепловой эффект растворения твердого вещества:

 

∆Нраств = ∆Нразр+ ∆Нгидр + ∆Ндиф. (1)

От соотношения составляющих энергетических эффектов зависит знак суммарного теплового эффекта процесса растворения. В большинстве случаев растворение вещества – процесс эндотермический.

Свойства растворов зависят от природы образующих их компонентов, состава раствора, температуры, давления.

По содержанию растворенного вещества растворы качественно характеризуют как предельно разбавленные (содержащие «следы» растворенного вещества), разбавленные (содержание растворенного вещества невелико), концентрированные (содержание растворенного вещества значительно).

Пример 1.1.

Приготовить 25%-ный раствор серной кислоты из 70%-ного и 10%-ного растворов. Для этого необходимо рассчитать, в каком массовом соотношении нужно смешать эти растворы.

 

Решение:В 100 гпервого раствора содержится избыток растворенного вещества по сравнению с требуемым в (70 – 25) г = 45 г.

В 100 г второго вещества недостает (25 -10) г = 15 г по сравнению с требуемым.

Пусть для приготовления раствора заданной концентрации требуется х, г 70 % -ного и у,г 10%-ного растворов. Избыток вещества – серной кислоты – в хг первого раствораравен: , а недостаток в у г второго - . Для получения раствора заданной концентрации избыток растворенного вещества от первого раствора должен полностью компенсировать его недостаток от второго раствора. Следовательно:

или .

Решение этой задачи можно изобразить схемой – «крестом»:

 

 

70% ------------ 15 масс. частей

 

25%

 

10%------------- 45 масс. частей,

 

где концентрации исходных растворов – 70% и 10% записываем в первом столбце, заданную концентрацию - 25% - во втором столбце посередине, а разности между исходными концентрациями и заданной записываем в третьем столбце в направлении пересекающихся диагоналей

(см. стрелки на схеме).

Ответ: на 15 массовых частей 70%-ного раствора надо взять 45 массовых частей 10%-ного раствора, т.е. смешать их в отношении 1:3 (по массе).

Типовые задачи и их решение

Задача 1.1. Определите массовую долю раствора (С%), содержащего 60 г NaOH и 140 г воды.

 

Решение: Массовая доля (С%) выражается формулой (2):

,

где m = m1 + m2 – масса раствора;

m1 = 40 г – масса растворенного NaOH;

m2 = 140 г - масса воды, г .

m = m1 + m2 = 60 + 140 = 200 г.

.

Ответ: 30 %.

 

Задача 1.2.Определите массу соли, которая потребуется для приготовления 250 г раствора с массовой долей соли 10%.

Решение: Воспользуемся формулой (2) : ,

где m = 250 г – масса раствора; m1 – масса растворенной соли г.

.

Ответ: 25 г соли.

 

Задача 1.3. Определите массу Na2CO3 в г, необходимую для приготовления 2 л 1Н раствора.

 

Решение: Нормальная концентрация (СН) определяется по формуле (9):

моль-экв/л,

где m1 = масса растворенного Na2CO3, г; Э1 = - эквивалентная масса Na2CO3:

;

V = 2 л = 2000 мл - объем 1 Н раствора.

Ответ: масса Na2CO3 - 106 г.

Задача 1.4.Сколько г NaOH надо взять для приготовления 2,5 л 0,1 М раствора ?

 

Решение: Молярная концентрация определяется по формуле (5): ,

где m1 - масса NaOH в приготовленном растворе, г;

М1 = 40 г/моль - мольная масса NaOH;

V = 2500 мл - объем 0,1 М раствора NaOH.

 

m1 = CM · M1· V / 1000 = 0,1 · 40 · 2500 / 1000 = 10 г.

Ответ : 10 г NaOH.

 

Часто в лабораторной практике, а также при решении задач необходимо выразить одну концентрацию через другую. В табл. 3 приведены формулы взаимосвязи различных концентраций.

Таблица 3

 

Взаимосвязь разных способов выражений концентраций

 

Концен-трация С% , %   Сг/л, г/л См, моль/л СN, г-экв/л Т, г/см3
  С%     -
Сг/л 10·ρ·С% -   СМ · М1 СН·Э1 1000·Т
СМ -    
СН   -
Т   -

 

Задача 1.5.Определите молярную концентрацию (СМ) раствора H2SO4 c массовой долей 30 % и плотностью ρ = 1,22 г/ см3 .

 

Решение: Воспользуемся формулой (5):

 

СМ = m1 · 1000 / (M1 · V ),

 

где m1 - масса растворенной H2SO4 ; М1 = МH2SO4 = 98 г/моль - мольная масса ; V - объем раствора, мл.

Масса 1 л (1000 мл) раствора m = ρ · V = 1,22 г/мл · 1000 мл = 1220 г.

 

В 100 г раствора содержится 30 г H2SO4;

в 1220 г раствора - m1 = 1220 · 30 / 100 = 366 г H2SO4.

CM = 366 · 1000 / 98 · 1000 = 3,73 моль/л (М).

 

Ответ: СМ = 3,73 М.

 

Примечание. Эту задачу можно решить также, воспользовавшись формулой взаимосвязи концентраций из табл.3:

.

Задача 1.6.Определите нормальную концентрацию (СН) в растворе Na2CO3 c плотностью ρ = 1,105 г/см3 и массовой долей 15%.

Решение: Воспользуемся формулами (9) и (2).

, моль-экв/л, и .

Выразим массу Na2CO3 (m1) через С%, а массу раствора (m) как произведение плотности на объем m = :

 

и подставим в формулу для СН:

 

.

Примечание. К этой же формуле можно прийти с помощью табл.3. Э1 – эквивалентная масса Na2CO3, которую рассчитаем по формуле:

 

;

.

 

Ответ: СН = 3,12 моль-экв /л.

 

Задача 1.7.Определите объем 0,1 Н раствора КОН, необходимый для нейтрализации 200 мл 0,2 Н раствора НСl.

Решение: Согласно закону эквивалентов для реакции, протекающей в растворе:

 

VKOH · CHCl = VHCl · CH HCl . (10)

 

Следовательно VKOH = VHCl · C HCl / CKOH = 200 · 0,2 / 0,1 = 400 мл.

Ответ: 400 мл.

Задача 1.8. Определите титр (Т) 0,5 Н раствора H2SO4.

 

Решение: Титр (Т, г/см2) определяется по формуле (8)

,

а нормальная концентрация СН по формуле (9)

моль-экв/л,

где /моль-экв.

Выразим массу H2SO4 (m1) через СН:

и подставим в формулу (8). Получим выражение:

Т = = = 0,0245 г/см3.

 

Примечание. Это выражение можно получить, пользуясь табл. 3.

 

Ответ: Т = 0,0245 г/см3.

 

Задача 1.9. Определите титр 0,5 М раствора H2SO4 .

 

Решение: Титр (Т, г/см3) определяется по формуле (8):

 

,

а молярная концентрация СМ – по формуле (5):

 

, моль/л, где г/моль.

Выразим массу H2SO4 (m1) через СМ:

 

и подставим в формулу (8):

г/см3.

Примечание. К этой формуле можно прийти, воспользовавшись, табл. 3.

 

Ответ: Т = 0,049 г/см3.

Контрольное задание № 1

В соответствии с Вашим вариантом и данными таблиц 4-8 в письменном виде приведите расчеты и ответьте на следующие вопросы.

 

Вопрос 1 (табл.4). Определите массовую долю раствора (С%), полученного при растворении массы вещества (m1) в воде массой (m2).

 

Вопрос 2 (табл.5). Определите массу вещества (m1), которая содержится в объеме раствора V c известной нормальной (СН) или молярной (СМ) концентрацией.

 

Вопрос 3(табл.6). Определите молярную концентрацию раствора (СМ) с известной массовой долей (С%) и плотностью ρ, г/см3.

 

Вопрос 4 (табл.7). Определите нормальную концентрацию раствора

Н) с известной массовой долей (С%) и плотностью ρ, (г/см3).

 

Вопрос 5 (табл.8). Определите титр(Т) раствора с известной нормальной (СН) или молярной (СМ) концентрацией.

Таблица 4

 

Варианты ответов (С%) к вопросу 1

m1, г m2 , г А Б В
24,38 22,6 19,6
12,5 237.5
20,4 19,6

 

Таблица 5

 

Варианты ответов (m1) квопросу 2

 

V, мл CH или СМ А Б В
0,1 М NaOH
1H Na2SO4 35,5 3,55
1M H2SO4 4,9 9,8
0,5H H2SO4 12,25 24,5
1M H3PO4 9,8 19,6
0,1H CuSO4
2M Na2CO3 26,5
1H H2SO4 29,4 14,7 7,35
0,1M Na2SO4 1,42 2,84 14,2
3H NaOH
2M HNO3 6,3 12,6
0,5H KOH
2 M NaCl 58,5
2H FeCl2 63,5
0,1M Ca(NO3)2 6,56 13,12
2H KOH
1H CuSO4
3M H3PO4 58,8 29,4
1H Al(NO3)3
0,5M MnCl2 31,5 15,75
0,1H K2SO4 8,7 4,35
0,2M NaNO3 5,1 10,2 15,3
2H BeSO4
1H BaCl2 10,4 20,8
2M KJ 33,2 66,4 56,2

 

 

Таблица 6

Варианты ответов (CМ) к вопросу 3

№№ С% ρ, г/см3 А Б В
20% р-р HCl 1,1 6,027 12,054 10,1
8 % р-р CuSO4 1,084 1,084 0,542 0,742
5,5% р-р HNO3 1,030 1,798 2,010 0,899
20% NaOH 1,219 6,095 3,097 3,047
10 % р-р КСl 1,063 2,854 1,427 1,123
6 % р-р NaСl 1,044 0,107 2,140 1,070
12 % р-р FeSO4 1,122 0,885 1,770 0,177
7 % р-р Na2SO4 1,063 1,048 0,524 0,240
12 % р-р H2SO4 1,080 0,132 2,644 1,322
4% р-р NH4Cl 1,011 0,756 1,512 0,378
12 % р-р NaCl 1,089 2,464 2,232 0.223
10 % р-р HCl 1,047 1,434 1,868 2,868
30 % р-р H2SO4 1,219 3,731 2,462 1,865
10 % р-р NaOH 1,109 2,544 2,772 1,386
5 % р-р KCl 1,030 1,382 0,345 0,691
15 % р-р H2SO4 1,105 1,691 3,382 0,845
40 % р-р HNO3 1,246 3,955 7,911 3,791
8 % р-р NaOH 1,087 1,087 2,354 2,174
6 % р-р HCl 1,023 1,681 1,315 2,621
20 % р-р NH4Cl 1,057 2,212 3,951 3,215
14 % р-р Na2SO4 1,131 1,230 1,130 1,115
20 % р-р NaCl 1,151 3,935 2.835 3,115
10 % р-р H2SO4 1,066 1,287 1,087 1,066
14 % р-р NaOH 1,153 4,435 3,035 4,035

 

 

Таблица 7

 

Варианты ответов (CН) к вопросу 4

С% ρ, г/см3 А Б В
8 % р-р H2SO4 1,052 1,680 1,180 1,717
6 % р-р HCl 1,023 1,023 1,448 2,080
8 % р-р NaCl 1,059 1,048 1,054 1,828
10 % р-р HNO3 1,054 1,923 1,086 1,673
10 % р-р Na2SO4 1,091 1,536 1,086 2,326
12 % р-р КОН 1,100 2,027 2,357 2,827
4 % р-р KCl 1,024 0,850 0,250 0,549
6 % р-р NaOH 1,065 1,597 1,097 1,897
8 % р-р HCl 1,038 1,275 2,275 2,575
10 % р-р Н2SO4 1,066 2,375 1,175 2,175
6 % р-р HNO3 1,031 0,982 1,082 0,682
4 % р-р NaCl 1,029 1,503 0,903 0,903
10 % р-р NaOH 1,109 2,035 2,010 2,772
5 % р-р Na2SO4 1,044 0,735 1,540 0,935
6 % р-р H2SO4 1,038 0,971 1,271 1,542
10 % р-р KCl 1,063 1,026 0,926 1,426
5 % р-р NaCl 1,036 0,885 0,445 1,025
18 % р-р HCl 1,088 4,245 5,365 5,025
12 % р-р HNO3 1,066 2,350 1,950 2,030
8 % р-р Na2SO4 1,072 1,208 1,516 1,080
4 % р-р NaOH 1,043 1,086 1,043 1,112
16 % р-р H2SO4 1,109 3,920 3,331 3,621
9 % р-р NaCl 1,065 1,638 1,038 1,065
2 % р-р HNO3 1,009 0,520 0,320 0,640

 

Таблица 8

 

Варианты ответов (Т, г/см3) к вопросу 5

 

СН или СМ А Б В
0,1 М р-р Na2SO4 0,126 0,0126 0,0252
2 H р-р HCl 0,073 0,036 0,73
1 M р-р HNO3 0,126 0,063 0,63
0,3 H H2SO4 0,14 0,05 0,0147
1 M р-р КОН 0,056 0,112 0,56
0,5 Н р-р HNO3 0,315 0,0315 0,063
2 M р-р FeCl3 0,325 0,0325 0,650
0,2 H р-р NaOH 0,008 0,08 0,016
0,5 M р-р Ca(NO3)2 0,82 0,082 0,164
1 H р-р N2CO3 0,53 0,053 0,106
0,3 M р-р MnCl2 0,378 0,0756 0,0378
0,5 H р-р NaOH 0,2 0,04 0,02
1 M р-р K2SO4 0,174 0,0174 0,0348
1 H р-р H2SO4 0,98 0,098 0,49
0,8 M р-р FeCl2 0,1016 0,0508 0,01016
0,1 H р-р КОН 0,056 0,112 0,0056
0,2 M р-р VCl3 0,315 0,0315 0,0630
1 H р-р NaNO3 0,085 0,85 0,170
0,1 M р-р Bi(NO3)3 0,395 0,0395 0,079
0,3 H р-р H3PO4 0,098 0,196 0,0098
0,4 M р-р BeSO4 0,042 0,42 0,084
2 H р-р K2CO3 0,069 0,138 0,0138
1 M р-р BaCl2 0,137 0,0137 0,0274
3 H р-р NaCl 0,01755 0,3510 0,1755
0,7 M р-р CoSO4 0,01085 0,1085 0,217

Реальные растворы – сложные системы, в которых сосуществуют частицы различного вида и состава (молекулы растворителя, ионы и молекулы растворенного вещества, ассоциаты), взаимодействующие между собой. В очень разбавленных растворах этим взаимодействием можно пренебречь. Но с увеличением концентрации раствора, особенно в растворах сильных электролитов, взаимодействия частиц-компонентов раствора становятся все более существенными. Поэтому для описания свойств реальных растворов вместо концентрации используют «активную концентрацию», или активность, которая связана с концентрациейС соотношением:

 

= · С , (11)

где - коэффициент активности, показывающий степень отклонения какого-либо свойства реального раствора от теоретически рассчитанной величины для идеального раствора, в котором взаимодействия между компонентами отсутствуют.

И оснований

 

Представления теории электролитической диссоциации Аррениуса оказались не всегда применимы для объяснения кислых и основных свойств веществ. Например, аммиак NH3 имеет основные свойства, но не может диссоциировать с образованием в растворе ионов ОН-.

 

Кроме того, доказано, что существование Н+-иона в чистом виде («голого протона») невозможно. Более вероятно существование Н+ в составе гидратных частиц, содержащих как минимум 4 молекулы Н2О, например, Н9О4+.

 

В теории Аррениуса вода рассматривается лишь как среда, химически не участвующая в реакциях диссоциации кислот и оснований. Однако, позднее было доказано, что при растворении веществ-электролитов в воде протекает не простой распад на ионы, а физико-химическое взаимодействие между частицами вещества и водой. Участие воды в реакциях такого рода подтверждено экспериментально, однако отобразить это взаимодействие с позиций теории Аррениуса нельзя.

В рамки определений Аррениуса не укладывались реакции гидролиза солей, образованных слабыми кислотами или слабыми основаниями. Несмотря на то, что подобные соли создают в растворе кислую или щелочную среду, кислотами или основаниями по Аррениусу они не являются.

По Аррениусу кислые соли должны диссоциировать в воде так же ступенчато, как многоосновные кислоты, например:

 

NaHCO3 Na+ + HCO3-,
HCO3- H+ + CO32-,

 

создавая в растворе кислую среду, обусловленную избытком ионов H+.

 

Однако экспериментальные данные показывают, что в растворах таких солей среда может быть как кислой (например, в растворе NaHSO4), так и щелочной (например, в растворе NaHCO3), хотя избыточное содержание ионов OH- в таких растворах теория Аррениуса объяснить не может.

 

Эти и другие факты привели к необходимости пересмотра понятий «кислота» и «основание» и созданию других теорий кислот и оснований.

 

Рассмотрим две наиболее распространенные из них.

 

Пример 2.1.

а) HCl(г) + H2O⇄ H3O+ + Cl-,

 

где HCl - кислота, а Н2О – основание.

б) СН3СООН + Н2О ⇄ СН3СОО- + Н3О+,

 

где СН3СООН – кислота, Н2О - основание.

 

в) NH3(г) + Н2О ⇄ NH4+ + ОН-,

 

где NH3 - основание, а Н2О - кислота.

г) HSO3- + Н2О ⇄ H2SO3 + OH-,

 

где HSO3- - основание, а Н2О - кислота.

д) HSO3- + ОН- ⇄SO32- + Н2О ,

 

где HSO3- - кислота, ОН- - основание.

Существуют протоносодержащие частицы HA- (молекула или ион) способные проявлять себя и основанием, и кислотой (т.е. способные как отдавать, так и принимать протоны). Такие протолиты получили название амфолитов.

Н2О, HSO3- - амфолиты, или протолиты, кислотно-основное поведение которых зависит от других участников реакции.

Амфолиты, или амфипротонные частицы при столкновении могут вступать в реакции автопротолиза:

Пример 2.2.

а) H2BO3- + H2BO3- ⇄ H3BO3 + HBO32-;

кислота основание кислота основание

 

Сопряженные пары : H2BO3- / HBO32- и H3BO3 / H2BO3-

б) Н2О + Н2О ⇄ Н3О+ + ОН-

кислота основание кислота основание

 

Сопряженные пары: Н2О / ОН- и Н3О+/ Н2О.

в) (ZnOH)+∙H2O + (ZnOH)+ ∙H2O ⇄ Zn(OH)2 + Zn+2 ∙H2O+ H2O

 

Гидратированные катионы металлов, образующих слабые гидроксиды-основания, проявляют свойства протолитов-кислот, «выбрасывая» из молекулы Н2О гидратной оболочки Н+.

г) Cu2+∙ H2O ⇄ (CuOH)+ + H+

 

Катионы щелочных и щелочноземельных металлов (Na+,K+, Ca2+,Ba2+ и др.) протолитами не являются.

Анионы сильных кислот (Сl -, Br -, I -, NO3 -, ClO4 - и т.п.) также не являются протолитами.

Пример 2.3.

Кислота Основание Солеобразное вещество

 

Н+ СН3СОО- СН3СООН

 

Н+ ОН- H2O

 

BF3 (C2H5)2O (C2H5)2O: BF3

 

AlCl3 Cl- AlCl4-

 

FeCl3 Cl- FeCl4-

 

Таким образом, применение терминов «кислота» и «основание» требует уточнения: в каком смысле они применимы. При отсутствии таких уточнений эти термины обычно употребляют в классическом смысле. Термин «сопряженная кислота» уже указывает, что речь идет о кислоте Бренстеда. В тех случаях, когда говорят о веществах с недостатком пары электронов, употребляют термин – кислота Льюиса.

Все описанные кислотно-основные теории применимы к разным системам. Они, как правило, не противоречат одна другой, а иногда и взаимно дополняют друг друга.

Примеры реакций диссоциации слабых электролитов

Диссоциацию слабых электролитов описывают с использованием схемы ступенчатых равновесий. Ниже приведены реакции диссоциации в разбавленных растворах слабых кислот и оснований.

 

Пример 2.4. Электролитическая диссоциация слабых электролитов - кислот.

   
HCN – слабая синильная кислота.

 

;

(при 250С),

 

где - молярные равновесные концентрации ионов Н+aq и CN-aq.

 

Пример 2.5. Электролитическая диссоциация слабых электролитов - оснований.

 

   
NH4OH – слабое основание гидроксид аммония.

 

;

 

= 1,76×10-5 (при 250С),

 

где - равновесные молярные концентрации гидратированных ионов (NН4)+, (OH)- и молекул NH4OH соответственно.

 

Чем меньше значение Кдис, тем слабее электролит.

 

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют по стадиям.

 

Пример 2.6. Ступенчатая диссоциация слабых многоосновных кислот.

Н3ВО3 – слабая ортоборная кислота, диссоциирующая ступенчато в 3 стадии, каждая из которых имеет свою Кдис.

 

1 стадия:

H3ВО3 ⇄ H+ + H2BO3- ;

 

= 5,8∙10-10 (при t = 250С).

 

2 стадия:









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-16; Просмотров: 175;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная