23. Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Процесс диссоциации молекул электролита является обратимым. В растворе устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Поэтому можно использовать ЗДМ. Допустим, что ионизация слабого электролита протекает по схеме

АВ↔А⁺+ В^-.

Если обозначить равновесную концентрацию недиссоциированных молекул [AB], а концентрацию ионов соответственно [A⁺] и [B^-], то константа равновесия примет вид

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Ее величина зависит от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного электролита распадаться на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе. Принято обозначать константы диссоциации кислот символом К_а, оснований – К_в. Например, реакцию диссоциации уксусной кислоты можно представить уравнением

CH₃COOH ↔ H⁺ + CH₃COO^-

Константа равновесия этой реакции (константа кислотности) имеет вид

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливается сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

H₂CO₃ ↔ H⁺+HCO₃^-

HCO₃^- ↔ H⁺ +CO₃^2-.

Каждое уравнение характеризуется своей константой диссоциации. Для первой реакции ее обозначают К₁, для второй – К₂.

 , 

Суммарному равновесию

H₂CO₃ ↔ 2H⁺ + CO₃^2-

отвечает суммарная константа диссоциации К

Величины К, К₁ и К₂ связаны друг с другом соотношением К = К₁×К₂.

При ступенчатой диссоциации веществ распад до последней ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Иначе говоря, соблюдается неравенство

 …..

Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при его отрыве от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через с, а степень его диссоциации в данном растворе через α, то концентрация каждого из ионов будет с∙α, а концентрация недиссоциированных молекул с∙(1-α). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид

 , или   .

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации, или вычислять константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при той или иной концентрации.

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, т.е. α<<1 уравнение закона Оствальда упрощается:

 , или   .

Это уравнение наглядно показывает связь, существующую между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации: при разбавлении степень диссоциации увеличивается.

24. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Основания с точки зрения теории электролитической диссоциации

Название “основания” первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.

Водные растворы таких оснований, как NaOH, KOH, Be(OH)₂, обладают сильнощелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые другие называют щелочь.

С точки зрения теории электролитической диссоциации (есть и другие точки зрения на то, что такое основания, кислоты, соли)

Основания — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид-ионов OH^—

Основание ⇄ катион основания + OH^—

Гидроксиды металлов типа NaOH и Ba(OH)₂, представляющие собой ионные кристаллы, являются сильными электролитами, а гидрат аммиака (ковалентное соединение) — это слабое основание.

Некоторые из щелочей при плавлении распадаются на ионы подобно диссоциации в водном растворе:

KOH ⇄ K⁺ + OH^—

Большинство же основных гидроксидов разлагаются при нагревании на оксиды и воду еще до плавления:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Основания — гидроксиды металлов — могут быть получены при взаимодействии неблагородных металлов с водой или основных оксидов с водой.

Оксиды металлов, которые подобным путем образуют основания, раньше называли основные ангидриды.

Типичные свойства оснований по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор гидроксид-ионы OH^—. На этом основано обнаружение щелочей с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами щелочей в синий цвет.

Кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислоты исторически получили такое название из-за кислого вкуса водных растворов таких веществ, как уксусная кислота, муравьиная кислота, щавелевая кислота.

С точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислоты — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида — катионов водорода H⁺

Кислота ⇄ Катион водорода + Анион кислотного остатка

Таким образом, характеристической составной частью всех кислот является водород, способный диссоциировать в водном растворе.

Первое определение кислот как класса неорганических соединений было дано немецким химиком Либихом в 1839 г.; это определение справедливо и сегодня:

Кислота — это водородсодержащее соединение, водород которого может быть замещен на металл с образованием соли

Кислоты делят на кислородсодержащие кислоты (H₂SO₄, HNO₃) и беcкислородные кислоты (HCl, H₂S).

Все кислоты являются потенциальными электролитами в водном растворе. Кислоты в индивидуальном состоянии представляют собой молекулярные вещества. Под воздействием полярных молекул воды они отщепляют катионы водорода, которые мгновенно гидратируются водой и образуют катионы оксония H₃O⁺, т.к. простые катионы водорода H⁺, являющиеся по существу индивидуальными протонами p+, не способны к существованию в водном растворе. Среди кислот есть как сильные электролиты (H₂SO₄, HNO₃, HCl), так и слабые электролиты (H₂CO₃, H₂S).

Примеры потенциальных электролитов — кислот.

Хлороводород HCl — газ при комнатной температуре. При растворении в воде и электролитической диссоциации образует кислый раствор, называемый хлороводородной кислотой (при массовой доле 36% эту кислоту называют соляная кислота).

Серная кислота H₂SO₄ в безводном (100%) состоянии при комнатной температуре — вязкая жидкость, которая практически не содержит ионов и поэтому не проводит электрический ток. При растворении кислоты в большом количестве воды протекает полная электролитическая диссоциация.

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой.

Ранее такие оксиды неметаллов называли кислотными ангидридами. Многим неметаллам, ввиду многообразия их степеней окисления, отвечает несколько кислородсодержащих кислот.

Металлы, которые проявляют несколько степеней окисления, также могут образовывать кислотные оксиды и кислоты.

Многоосновные кислоты, содержащие в молекулах по два или несколько атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, обычно являются слабыми электролитами и диссоциируют ступенчато, причем каждая следующая стадия диссоциации протекает в значительно меньшей степени, чем предыдущая.

Типичные свойства кислот по Аррениусу связаны с тем, что они поставляют в водный раствор катионы водорода H⁺ (H₃O⁺). На этом основано обнаружение кислот с помощью индикаторов. Так, самый распространенный в лаборатории индикатор — лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет.

Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации

Соли — это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка

Соль ⇄ Катион основания + Анион кислотного остатка

Все соли — истинные электролиты; реакции их диссоциации проходят полностью и не являются ступенчатыми, в отличие от оснований и кислот.

Важнейший способ получения солей — взаимодействие оснований с кислотами (реакция нейтрализации).

Основание + Кислота = Соль + Вода

При смешивании водных растворов сильных кислот и сильных оснований, содержащих равные эквивалентные количества реагентов, конечный раствор соли будет нейтральным по кислотности (“реакция нейтрализации”). Однако при протекании реакции с участием слабых оснований или слабых кислот следует учитывать гидролиз образующихся солей, поэтому раствор уже не будет нейтральным, т.е. pH растворов солей, образованных слабыми основаниями и/или слабыми кислотами не равен 7.

При смешивании водных растворов сильного основания и слабой кислоты, причем если кислота взята в избытке, образуются так называемые кислые соли.

Типичные способы получения солей

1. Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

2. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

3. Основания реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

4. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:

2CaO + SiO₂ = Ca₂SiO₃

5. Амфотерные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

6. Амфотерные оксиды реагируют с основаниями с образованием соли и воды:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

7. Металлы реагируют с кислотами с образованием солей:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Zn + 2H₂SO₄(конц.) = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

8. Металлы реагируют с неметаллами с образованием солей бескислородных кислот:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

25. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.

Диссоциация воды. Самоионизация воды (или автодиссоциация воды) представляет собой процесс ионизации чистой воды или в водном растворе, при котором молекулы воды теряют протон – ядро одного из своих атомов водорода (депротонируют).

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Водородный показатель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность.

Некоторые органические вещества изменяют свою окраску в присутствии кислот и ряда других веществ. Такие вещества называют индикаторами, что в переводе с латинского означает «указатель».

Индикаторы — это органические вещества, которые изменяют свою окраску в присутствии кислот и ряда других веществ.

Индика́тор (лат. indicator — показатель, указатель) — прибор, устройство, информационная система, вещество, объект, отображающий изменения какого-либо параметра контролируемого процесса или состояния объекта в форме, наиболее удобной для непосредственного восприятия человеком визуально, акустически, тактильно или другим легко интерпретируемым способом.

26. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции обмена в растворах электролитов.

Произведе́ние раствори́мости (ПР, Ksp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянных температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

Реакции ионного обмена — реакции в водных растворах между электролитами, протекающие без изменений степеней окисления образующих их элементов. Необходимым условием протекания реакции между электролитами (солями, кислотами и основаниями) является образование малодиссоциирующего вещества (вода, слабая кислота, гидроксид аммония), осадка или газа.

Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов (ПК) малорастворимого электролита над его произведением растворимости, т.е.ПК > ПР. При увеличении концентрации одного из ионов ТРЭ в его насыщенном растворе (например, путем введения хорошо растворимого электролита, содержащего тот же ион) произведение концентраций ионов электролита (ПК) становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка.