Hno3 je slab elektrolit. Rješenja. Teorija el-litičke disocijacije
Elektroliti kao kemijske tvari poznat od davnina. Međutim, oni su relativno nedavno osvojili većinu svojih područja primjene. Raspravljat ćemo o najprioritetnijim područjima za industriju za korištenje ovih tvari i shvatiti što su potonje i kako se razlikuju jedna od druge. Ali krenimo s izletom u povijest.
Priča
Najstariji poznati elektroliti su soli i kiseline, otkriveni još u drevni svijet. Međutim, ideje o strukturi i svojstvima elektrolita su se vremenom razvijale. Teorije o tim procesima razvijale su se od 1880-ih, kada je došlo do niza otkrića vezanih uz teorije o svojstvima elektrolita. Bilo je nekoliko kvalitativnih skokova u teorijama koje opisuju mehanizme interakcije elektrolita s vodom (uostalom, tek u otopini poprimaju svojstva zbog kojih se koriste u industriji).
Sada ćemo detaljno analizirati nekoliko teorija koje su imale najveći utjecaj na razvoju ideja o elektrolitima i njihovim svojstvima. I krenimo od najobičnije i najjednostavnije teorije koju je svatko od nas prošao u školi.
Arrheniusova teorija elektrolitičke disocijacije
1887. švedski kemičar i Wilhelm Ostwald stvorili su teoriju elektrolitičke disocijacije. Međutim, ni tu nije sve tako jednostavno. Sam Arrhenius bio je pristaša takozvane fizikalne teorije otopina, koja nije uzimala u obzir međudjelovanje sastavnih tvari s vodom i tvrdila je da u otopini postoje slobodne nabijene čestice (ioni). Inače, s takvih se pozicija danas u školi razmatra elektrolitička disocijacija.
Razgovarajmo o tome što ova teorija daje i kako nam objašnjava mehanizam interakcije tvari s vodom. Kao i svaka druga, ona ima nekoliko postulata kojima se služi:
1. U interakciji s vodom tvar se raspada na ione (pozitivne – katione i negativne – anione). Ove čestice prolaze kroz hidrataciju: privlače molekule vode, koje su, usput rečeno, pozitivno nabijene s jedne strane i negativno nabijene s druge strane (tvore dipol), kao rezultat toga, formiraju se u vodene komplekse (solvate).
2. Proces disocijacije je reverzibilan - to jest, ako se tvar raspala na ione, tada se pod utjecajem bilo kojeg čimbenika može ponovno pretvoriti u izvornu.
3. Ako spojite elektrode na otopinu i uključite struju, tada će se kationi početi kretati prema negativnoj elektrodi - katodi, a anioni prema pozitivno nabijenoj - anodi. Zato tvari koje su jako topljive u vodi bolje provode struju od same vode. Iz istog razloga se nazivaju elektroliti.
4. elektrolit karakterizira postotak tvari koja je prošla otapanje. Ovaj pokazatelj ovisi o svojstvima otapala i same otopljene tvari, o koncentraciji potonjeg i o vanjskoj temperaturi.
Ovdje su zapravo svi glavni postulati ove jednostavne teorije. Koristit ćemo ih u ovom članku kako bismo opisali što se događa u otopini elektrolita. Analizirat ćemo primjere ovih spojeva malo kasnije, ali sada ćemo razmotriti drugu teoriju.
Lewisova teorija kiselina i baza
Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, kiselina je tvar u čijoj se otopini nalazi vodikov kation, a baza je spoj koji se u otopini raspada na hidroksidni anion. Postoji još jedna teorija nazvana po poznatom kemičaru Gilbertu Lewisu. Omogućuje vam da donekle proširite koncept kiseline i baze. Prema Lewisovoj teoriji, kiseline su molekule tvari koje imaju slobodne elektronske orbitale i mogu prihvatiti elektron od druge molekule. Lako je pogoditi da će baze biti takve čestice koje su u stanju donirati jedan ili više svojih elektrona za "upotrebu" kiseline. Ovdje je vrlo zanimljivo da ne samo elektrolit, nego i svaka tvar, čak i netopljiva u vodi, može biti kiselina ili baza.
Protolitska Brendsted-Lowryjeva teorija
Godine 1923., neovisno jedan o drugom, dva znanstvenika - J. Bronsted i T. Lowry - predložili su teoriju koju sada znanstvenici aktivno koriste za opisivanje kemijskih procesa. Bit ove teorije je da se značenje disocijacije svodi na prijenos protona iz kiseline u bazu. Stoga se potonji ovdje shvaća kao akceptor protona. Tada je kiselina njihov donator. Teorija također dobro objašnjava postojanje tvari koje pokazuju svojstva i kiselina i baza. Takvi spojevi nazivaju se amfoterni. U Bronsted-Lowry teoriji za njih se koristi i termin amfoliti, dok se kiseline ili baze obično nazivaju protoliti.
Došli smo do sljedećeg dijela članka. Ovdje ćemo vam reći koliko se jaki i slabi elektroliti razlikuju jedni od drugih i raspravljati o utjecaju vanjskih čimbenika na njihova svojstva. A zatim ćemo prijeći na opis njihove praktične primjene.
Jaki i slabi elektroliti
Svaka tvar zasebno stupa u interakciju s vodom. Neki se dobro tope u njemu (npr. sol), a neki se uopće ne otapaju (npr. kreda). Dakle, sve tvari se dijele na jake i slabe elektrolite. Potonje su tvari koje slabo komuniciraju s vodom i talože se na dnu otopine. To znači da imaju vrlo nizak stupanj disocijacije i visoku energiju veze, što ne dopušta normalnim uvjetima rastaviti molekulu na sastavne ione. Disocijacija slabih elektrolita događa se vrlo sporo ili s povećanjem temperature i koncentracije ove tvari u otopini.
Razgovarajmo o jakim elektrolitima. To uključuje sve topljive soli, kao i jake kiseline i lužine. Lako se raspadaju na ione i vrlo ih je teško sakupiti u oborini. Struja u elektrolitima, usput, provodi se upravo zahvaljujući ionima sadržanim u otopini. Stoga jaki elektroliti najbolje provode struju. Primjeri potonjeg: jake kiseline, lužine, topljive soli.
Čimbenici koji utječu na ponašanje elektrolita
Sada shvatimo kako promjena u vanjskom okruženju utječe na koncentraciju izravno utječe na stupanj disocijacije elektrolita. Štoviše, ovaj se omjer može izraziti matematički. Zakon koji opisuje ovu vezu naziva se Ostwaldov zakon razrjeđenja i zapisan je na sljedeći način: a = (K / c) 1/2. Ovdje je a stupanj disocijacije (uzet u razlomcima), K je konstanta disocijacije, koja je različita za svaku tvar, a c je koncentracija elektrolita u otopini. Pomoću ove formule možete naučiti mnogo o tvari i njezinom ponašanju u otopini.
Ali skrenuli smo s teme. Osim koncentracije, na stupanj disocijacije utječe i temperatura elektrolita. Za većinu tvari povećanjem se povećava topljivost i reaktivnost. Time se može objasniti pojava nekih reakcija samo pri povišenim temperaturama. U normalnim uvjetima, oni idu ili vrlo sporo ili u oba smjera (takav se proces naziva reverzibilnim).
Analizirali smo faktore koji određuju ponašanje sustava kao što je otopina elektrolita. Sada prijeđimo na praktična aplikacija ove, bez sumnje, vrlo važne kemikalije.
Industrijska uporaba
Naravno, svi su čuli riječ "elektrolit" u vezi s baterijama. Automobil koristi olovne akumulatore u kojima ulogu elektrolita obavlja 40 posto sumporna kiselina. Da bismo razumjeli zašto je ova tvar uopće potrebna, vrijedi razumjeti značajke rada baterija.
Dakle, koji je princip rada bilo koje baterije? U njima se događa reverzibilna reakcija pretvorbe jedne tvari u drugu, pri čemu se oslobađaju elektroni. Kada je baterija napunjena, dolazi do interakcije tvari, koja se ne postiže u normalnim uvjetima. To se može predstaviti kao akumulacija elektriciteta u materiji kao rezultat kemijska reakcija. Kada pražnjenje započne, počinje reverzna transformacija koja dovodi sustav u početno stanje. Ova dva procesa zajedno čine jedan ciklus punjenja i pražnjenja.
Razmotrite gornji postupak za konkretan primjer- olovni akumulator. Kao što možda pretpostavljate, ovaj izvor struje sastoji se od elementa koji sadrži olovo (kao i olovo dioksid PbO 2) i kiselinu. Svaka baterija sastoji se od elektroda i prostora između njih, ispunjenih samo elektrolitom. Kao posljednja, kao što smo već saznali, u našem primjeru koristi se sumporna kiselina u koncentraciji od 40 posto. Katoda takve baterije je od olovnog dioksida, a anoda od čistog olova. Sve je to zato što se na te dvije elektrode odvijaju različite reverzibilne reakcije uz sudjelovanje iona na koje je kiselina disocirala:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - \u003d PbSO 4 + 2H 2 O (reakcija se odvija na negativnoj elektrodi - katodi).
- Pb + SO 4 2- - 2e - \u003d PbSO 4 (Reakcija se odvija na pozitivnoj elektrodi - anodi).
Čitamo li reakcije s lijeva na desno - dobivamo procese koji se događaju kada se baterija isprazni, a ako s desna na lijevo - kada se puni. Svaka od ovih reakcija je drugačija, ali mehanizam njihovog nastanka uglavnom se opisuje na isti način: odvijaju se dva procesa, u jednom od njih se elektroni "apsorbiraju", au drugom, naprotiv, "odlaze". Najvažnije je da broj apsorbiranih elektrona bude jednak broju emitiranih.
Zapravo, osim u baterijama, postoje mnoge primjene ovih tvari. Općenito, elektroliti, čije smo primjere naveli, samo su zrnce raznolikosti tvari koje se objedinjuju pod ovim pojmom. Okružuju nas posvuda, posvuda. Uzmimo, na primjer, ljudsko tijelo. Mislite li da tih tvari nema? Jako ste u zabludi. Ima ih posvuda u nama, i najviše veliki broj nadoknaditi elektrolite u krvi. To uključuje, na primjer, ione željeza, koji su dio hemoglobina i pomažu u transportu kisika do tkiva našeg tijela. Igraju i elektroliti u krvi glavna uloga u regulaciji ravnoteže vode i soli i rada srca. Ovu funkciju obavljaju ioni kalija i natrija (postoji čak i proces koji se odvija u stanicama, a koji se naziva kalij-natrijeva pumpa).
Sve tvari koje možete barem malo otopiti su elektroliti. I nema te industrije i našeg života s vama, gdje god se primijenili. Ovo nisu samo baterije u automobilima i baterije. Ovo je bilo koja kemikalija proizvodnja hrane, vojne tvornice, tvornice odjeće i tako dalje.
Usput, sastav elektrolita je drugačiji. Dakle, moguće je razlikovati kiseli i alkalni elektrolit. Oni se bitno razlikuju po svojim svojstvima: kao što smo već rekli, kiseline su donori protona, a lužine akceptori. Ali s vremenom se sastav elektrolita mijenja zbog gubitka dijela tvari, koncentracija se ili smanjuje ili povećava (sve ovisi što se gubi, voda ili elektrolit).
Susrećemo ih svaki dan, ali malo ljudi zna točno definiciju takvog pojma kao što su elektroliti. Analizirali smo primjere specifičnih tvari, pa prijeđimo na malo složenije pojmove.
Fizikalna svojstva elektrolita
Sada o fizici. Najvažnija stvar koju treba razumjeti kada proučavate ovu temu je kako se struja prenosi u elektrolitima. Ioni u tome igraju odlučujuću ulogu. Te nabijene čestice mogu prenijeti naboj s jednog dijela otopine na drugi. Dakle, anioni uvijek teže pozitivnoj elektrodi, a kationi - negativnoj. Dakle, djelujući na rješenje elektro šok, razdvajamo naboje na različitim stranama sustava.
Takva fizička karakteristika kao što je gustoća vrlo je zanimljiva. Mnoga svojstva spojeva o kojima raspravljamo ovise o tome. I često se postavlja pitanje: "Kako podići gustoću elektrolita?" Zapravo, odgovor je jednostavan: trebate smanjiti sadržaj vode u otopini. Budući da gustoća elektrolita najvećim dijelom je određena, najviše ovisi o koncentraciji potonjeg. Postoje dva načina za provedbu plana. Prvi je vrlo jednostavan: prokuhajte elektrolit koji se nalazi u bateriji. Da biste to učinili, morate ga napuniti tako da temperatura unutar njega poraste malo iznad sto stupnjeva Celzijusa. Ako ova metoda ne pomogne, ne brinite, postoji još jedna: jednostavno zamijenite stari elektrolit novim. Da biste to učinili, ocijedite staru otopinu, očistite unutrašnjost od ostataka sumporne kiseline destiliranom vodom, a zatim ulijte novu porciju. U pravilu, visokokvalitetne otopine elektrolita odmah imaju željenu koncentraciju. Nakon zamjene možete dugo zaboraviti kako povećati gustoću elektrolita.
Sastav elektrolita uvelike određuje njegova svojstva. Karakteristike kao što su električna vodljivost i gustoća, na primjer, jako ovise o prirodi otopljene tvari i njezinoj koncentraciji. Zasebno je pitanje koliko elektrolita može biti u bateriji. Zapravo, njegov volumen izravno je povezan s deklariranom snagom proizvoda. Što je više sumporne kiseline unutar baterije, to je ona snažnija, odnosno može dati veći napon.
Gdje je to korisno?
Ako ste ljubitelj automobila ili samo volite automobile, onda i sami sve razumijete. Sigurno već sada znate i kako odrediti koliko elektrolita ima u bateriji. A ako ste daleko od automobila, tada uopće neće biti suvišno poznavanje svojstava ovih tvari, njihove primjene i načina na koji međusobno djeluju. Znajući ovo, nećete biti na gubitku ako se od vas zatraži da kažete koji je elektrolit u bateriji. Iako čak i ako niste entuzijast automobila, ali imate automobil, tada poznavanje uređaja baterije uopće neće biti suvišno i pomoći će vam u popravcima. Bit će puno lakše i jeftinije učiniti sve sami nego ići u auto centar.
A kako bismo bolje proučili ovu temu, preporučujemo čitanje udžbenika kemije za škole i sveučilišta. Ako dobro poznajete ovu znanost i pročitali ste dovoljno udžbenika, najbolja opcijaće " Kemijski izvori struja "Varypaev. Detaljno izlaže cijelu teoriju rada baterija, raznih baterija i vodikovih ćelija.
Zaključak
Došli smo do kraja. Sažmimo. Gore smo analizirali sve što se odnosi na takav koncept kao što su elektroliti: primjeri, teorija strukture i svojstava, funkcije i primjene. Još jednom vrijedi reći da su ovi spojevi dio našeg života, bez kojih naša tijela i sva područja industrije ne bi mogla postojati. Sjećate li se elektrolita u krvi? Zahvaljujući njima živimo. Što je s našim automobilima? S ovim znanjem moći ćemo riješiti svaki problem vezan uz bateriju, jer sada razumijemo kako povećati gustoću elektrolita u njoj.
Nemoguće je sve ispričati, a nismo si postavili takav cilj. Uostalom, ovo nije sve što se može reći o ovim nevjerojatnim tvarima.
Disocijacija elektrolita kvantitativno je karakterizirana stupnjem disocijacije. Stupanj disocijacije a–je omjer broja molekula disociranih na ione N dis.,do ukupni broj otopljene molekule elektrolita N :
a =
a je udio molekula elektrolita razloženih na ione.
Stupanj disocijacije elektrolita ovisi o mnogim čimbenicima: prirodi elektrolita, prirodi otapala, koncentraciji otopine i temperaturi.
Prema sposobnosti disocijacije elektroliti se uvjetno dijele na jake i slabe. Nazivaju se elektroliti koji u otopini postoje samo kao ioni snažna . Elektroliti, koji su u otopljenom stanju dijelom u obliku molekula, a dijelom u obliku iona, nazivaju se slab .
U jake elektrolite spadaju gotovo sve soli, neke kiseline: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hidroksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala (vidi dodatak, tablica 6).
Proces disocijacije jakih elektrolita ide do kraja:
HNO 3 \u003d H + + NO 3 -, NaOH \u003d Na + + OH -,
a u jednadžbama disocijacije stavljaju se predznaci jednakosti.
Što se tiče jakih elektrolita, koncept "stupnja disocijacije" je uvjetan. " Prividni" stupanj disocijacije (a svaki) ispod istinitog (vidi dodatak, tablica 6). S povećanjem koncentracije jakog elektrolita u otopini povećava se međudjelovanje suprotno nabijenih iona. Kada se međusobno dovoljno približe, formiraju suradnike. Ioni u njima su odvojeni slojevima polarnih molekula vode koji okružuju svaki ion. To utječe na smanjenje električne vodljivosti otopine, tj. stvara se učinak nepotpune disocijacije.
Da bi se ovaj učinak uzeo u obzir, uvodi se koeficijent aktivnosti g, koji se smanjuje s povećanjem koncentracije otopine, varirajući od 0 do 1. Za kvantitativni opis svojstva otopina jakih elektrolita koriste se količinom tzv aktivnost (a).
Pod aktivnošću iona podrazumijeva se ona njegova učinkovita koncentracija, prema kojoj on djeluje u kemijskim reakcijama.
Ionska aktivnost ( a) jednaka je njegovoj molarnoj koncentraciji ( IZ) pomnoženo faktorom aktivnosti (g):
a = g IZ.
Korištenje aktivnosti umjesto koncentracije omogućuje primjenu zakonitosti utvrđenih za idealna rješenja na rješenja.
U slabe elektrolite spadaju neke mineralne (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) i većina organskih kiselina (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 itd.), amonijev hidroksid NH 4 OH i sve u vodi slabo topive baze, organski amini.
Disocijacija slabih elektrolita je reverzibilna. U otopinama slabih elektrolita uspostavlja se ravnoteža između iona i nedisociranih molekula. U odgovarajućim jednadžbama disocijacije stavlja se predznak reverzibilnosti (""). Na primjer, jednadžba disocijacije za slabu octena kiselina piše ovako:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
U otopini slabog binarnog elektrolita ( KA) uspostavlja se sljedeća ravnoteža, karakterizirana konstantom ravnoteže koja se naziva konstanta disocijacije Do d:
KA "K + + A -,
.
Ako se otopi u 1 litri otopine IZ mola elektrolita KA a stupanj disocijacije jednak je a, što znači da disocirano aS molova elektrolita i svaki je ion nastao prema aS madeži. ostaje u nedisociranom stanju ( IZ – aS) madeži KA.
KA « K + + A - .
C - aC aC aC
Tada će konstanta disocijacije biti jednaka:
(6.1)
Budući da konstanta disocijacije ne ovisi o koncentraciji, izvedena relacija izražava ovisnost stupnja disocijacije slabog binarnog elektrolita o njegovoj koncentraciji. Jednadžba (6.1) pokazuje da smanjenje koncentracije slabog elektrolita u otopini dovodi do povećanja stupnja njegove disocijacije. Jednadžba (6.1) izražava Ostwaldov zakon razrjeđenja .
Za vrlo slabe elektrolite (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
Do d a 2 C, ili a» (6.2)
Konstanta disocijacije za svaki elektrolit je konstantna na danoj temperaturi, ne ovisi o koncentraciji otopine i karakterizira sposobnost elektrolita da se raspadne na ione. Što je veći Kd, elektrolit više disocira na ione. Konstante disocijacije slabih elektrolita prikazane su u tabeli (vidi Dodatak, Tablica 3).
Teorija elektrolitičke disocijacije predložio švedski znanstvenik S. Arrhenius 1887. godine.
Elektrolitička disocijacija- ovo je razgradnja molekula elektrolita s stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (aniona) iona u otopini.
Na primjer, octena kiselina disocira ovako u vodenoj otopini:
CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .
Disocijacija je reverzibilan proces. Ali različiti elektroliti različito disociraju. Stupanj ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji, prirodi otapala, vanjskim uvjetima (temperatura, tlak).
Stupanj disocijacije α - omjer broja molekula razloženih na ione prema ukupnom broju molekula:
α=v´(x)/v(x).
Stupanj može varirati od 0 do 1 (od odsutnosti disocijacije do njenog potpunog završetka). Označeno kao postotak. Utvrđuje se eksperimentalno. Tijekom disocijacije elektrolita povećava se broj čestica u otopini. Stupanj disocijacije pokazuje snagu elektrolita.
razlikovati snažna i slabi elektroliti.
Jaki elektroliti- to su elektroliti čiji stupanj disocijacije prelazi 30%.
Elektroliti srednje jakosti- to su oni čiji se stupanj disocijacije kreće u rasponu od 3% do 30%.
Slabi elektroliti- stupanj disocijacije u vodenoj 0,1 M otopini je manji od 3%.
Primjeri slabih i jakih elektrolita.
Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama potpuno se razlažu na ione, t.j. α = 1. Ali eksperimenti pokazuju da disocijacija ne može biti jednaka 1, ona ima približnu vrijednost, ali nije jednaka 1. Ovo nije prava disocijacija, već prividna.
Na primjer, neka neka veza α = 0,7. Oni. prema Arrheniusovoj teoriji 30% nedisociranih molekula “pluta” u otopini. A 70% formira slobodnih iona. A elektrostatska teorija daje drugačiju definiciju ovog koncepta: ako je α \u003d 0,7, tada su sve molekule disocirane u ione, ali ioni su samo 70% slobodni, a preostalih 30% vezano je elektrostatskim interakcijama.
Prividni stupanj disocijacije.
Stupanj disocijacije ne ovisi samo o prirodi otapala i otopljene tvari, već i o koncentraciji otopine i temperaturi.
Jednadžba disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:
AK ⇄ A- + K + .
A stupanj disocijacije može se izraziti na sljedeći način:
S povećanjem koncentracije otopine smanjuje se stupanj disocijacije elektrolita. Oni. vrijednost stupnja za određeni elektrolit nije konstantna vrijednost.
Budući da je disocijacija reverzibilan proces, jednadžbe brzine reakcije mogu se napisati na sljedeći način:
Ako je disocijacija ravnotežna, tada su stope jednake i kao rezultat dobivamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):
K ovisi o prirodi otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji otopina. Iz jednadžbe je vidljivo da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.
Polibazične kiseline disociraju u koracima, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.
Ako polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše odcjepi, a kako naboj aniona raste, privlačnost se povećava, pa se proton odvaja puno teže. Na primjer,
Konstante disocijacije fosforne kiseline u svakoj fazi trebale bi biti vrlo različite:
I - faza:
II - faza:
III - faza:
Na prvom stupnju fosforna kiselina je kiselina srednje jakosti, a na 2. stupnju je slaba, na 3. stupnju je vrlo slaba.
Primjeri konstanti ravnoteže za neke otopine elektrolita.
Razmotrite primjer:
Ako se metalni bakar doda otopini koja sadrži ione srebra, tada bi u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra trebala biti veća od koncentracije srebra.
Ali konstanta ima nisku vrijednost:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Što sugerira da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta vrlo malo srebrnog klorida otopilo.
Koncentracija metalnog bakra i srebra uvedena je u konstantu ravnoteže.
Ionski produkt vode.
Tablica ispod sadrži podatke:
Ova konstanta se zove ionski proizvod vode, što ovisi samo o temperaturi. Prema disocijaciji postoji jedan hidroksidni ion za 1 H + ion. U čistoj vodi koncentracija ovih iona je ista: [ H + ] = [Oh - ].
Stoga, [ H + ] = [Oh-] = = 10-7 mol/l.
Ako se vodi doda strana tvar, poput klorovodične kiseline, koncentracija vodikovih iona će se povećati, ali ionski produkt vode ne ovisi o koncentraciji.
A ako dodate lužinu, tada će se koncentracija iona povećati, a količina vodika će se smanjiti.
Koncentracija i međusobno su povezani: što je veća jedna vrijednost, to je manja druga.
Kiselost otopine (pH).
Kiselost otopina obično se izražava koncentracijom iona H + . U kiselim sredinama pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, u alkalnom - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se negativnim logaritmom koncentracije vodikovih iona, nazivajući je pH.
pH = -lg[ H + ].
Odnos između konstante i stupnja disocijacije.
Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:
Nađimo konstantu:
Molarna koncentracija S=1/V, zamijenimo u jednadžbu i dobijemo:
Ove jednadžbe su po zakonu o uzgoju W. Ostwalda, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne ovisi o razrijeđenosti otopine.
Vrijednost a izražava se u dijelovima jedinice ili u % i ovisi o prirodi elektrolita, otapala, temperaturi, koncentraciji i sastavu otopine.
Otapalo igra posebnu ulogu: u nizu slučajeva, pri prelasku iz vodenih otopina u organska otapala, stupanj disocijacije elektrolita može se naglo povećati ili smanjiti. Ubuduće, u nedostatku posebnih uputa, pretpostavit ćemo da je otapalo voda.
Prema stupnju disocijacije elektroliti se uvjetno dijele na snažna(a > 30%), srednji (3% < a < 30%) и slab(a< 3%).
Jaki elektroliti uključuju:
1) neke anorganske kiseline (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 i niz drugih);
2) hidroksidi alkalijskih (Li, Na, K, Rb, Cs) i zemnoalkalijskih (Ca, Sr, Ba) metala;
3) gotovo sve topljive soli.
U elektrolite srednje jakosti spadaju Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF i neki drugi.
Sve karboksilne kiseline (osim HCOOH) i hidratizirani oblici alifatskih i aromatskih amina smatraju se slabim elektrolitima. Slabi elektroliti su i mnoge anorganske kiseline (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 itd.) i baze (NH 3 ∙ H 2 O).
Unatoč nekim sličnostima, općenito, ne treba poistovjećivati topljivost tvari s njezinim stupnjem disocijacije. Dakle, octena kiselina i etilni alkohol beskonačno su topljivi u vodi, ali u isto vrijeme, prva tvar je slab elektrolit, a druga je neelektrolit.
Kiseline i baze
Unatoč činjenici da se pojmovi "kiselina" i "baza" široko koriste za opisivanje kemijskih procesa, ne postoji jedinstveni pristup klasifikaciji tvari u smislu njihove klasifikacije kao kiseline ili baze. Trenutne teorije ( ionski teorija S. Arrhenius, protolitički teorija I. Bronsted i T. Lowry i elektronička teorija G. Lewis) imaju određena ograničenja i stoga su primjenjivi samo u posebnim slučajevima. Pogledajmo pobliže svaku od ovih teorija.
Arrheniusova teorija.
U ionskoj teoriji Arrheniusa, koncepti "kiseline" i "baze" usko su povezani s procesom elektrolitičke disocijacije:
Kiselina je elektrolit koji disocira u otopinama i stvara H + ione;
Baza je elektrolit koji u otopinama disocira na OH - ione;
Amfolit (amfoterni elektrolit) je elektrolit koji disocira u otopinama uz stvaranje H + iona i OH - iona.
Na primjer:
ON ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me (OH) n ⇄ Me n + + nOH -U skladu s ionskom teorijom, i neutralne molekule i ioni mogu biti kiseline, na primjer:
HF⇄H++F-
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Slični primjeri mogu se dati za osnove:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Amfoliti uključuju hidrokside cinka, aluminija, kroma i neke druge, kao i aminokiseline, proteine, nukleinske kiseline.
Općenito, kiselinsko-bazna interakcija u otopini svodi se na reakciju neutralizacije:
H + + OH - H 2 O
Međutim, brojni eksperimentalni podaci pokazuju ograničenja ionske teorije. Dakle, amonijak, organski amini, metalni oksidi kao što su Na 2 O, CaO, anioni slabih kiselina itd. u nedostatku vode, pokazuju svojstva tipičnih baza, iako ne sadrže hidroksidne ione.
S druge strane, mnogi oksidi (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 itd.), halogenidi, kiseli halogenidi, bez vodikovih iona u svom sastavu, čak i bez vode, pokazuju kisela svojstva, tj. baze su neutralizirane.
Osim toga, ponašanje elektrolita u vodenoj otopini i u nevodenom mediju može biti suprotno.
Dakle, CH 3 COOH u vodi je slaba kiselina:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,
a u tekućem fluorovodiku pokazuje svojstva baze:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Studije ovih vrsta reakcija, a posebice reakcija koje se odvijaju u nevodenim otapalima, dovele su do općenitijih teorija o kiselinama i bazama.
Bronstedova i Lowryjeva teorija.
Daljnji razvoj teorije kiselina i baza bila je protolitička (protonska) teorija koju su predložili I. Bronsted i T. Lowry. Prema ovoj teoriji:
Kiselina je svaka tvar čije molekule (ili ioni) mogu donirati proton, tj. biti donor protona;
Baza je svaka tvar čije molekule (ili ioni) mogu vezati proton, tj. biti akceptor protona;
Time je pojam baze značajno proširen, što potvrđuju sljedeće reakcije:
OH - + H + H2O
NH3 + H + NH4+
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
Prema teoriji I. Bronsteda i T. Lowryja, kiselina i baza tvore konjugirani par i povezane su ravnotežom:
KISELINA ⇄ PROTON + BAZA
Budući da je reakcija prijenosa protona (protolitička reakcija) reverzibilna, a proton se također prenosi u obrnutom procesu, produkti reakcije su kiselina i baza u međusobnom odnosu. Ovo se može napisati kao ravnotežni proces:
ON + B ⇄ VN + + A -,
gdje je HA kiselina, B je baza, BH + je kiselina konjugirana s bazom B, A - je baza konjugirana s kiselinom HA.
Primjeri.
1) u reakciji:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl i H2O su kiseline, Cl- i OH- su odgovarajuće konjugirane baze;
2) u reakciji:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - i H 3 O + - kiseline, SO 4 2 - i H 2 O - baze;
3) u reakciji:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + je kiselina, NH 2 - je baza, a NH 3 djeluje i kao kiselina (jedna molekula) i kao baza (druga molekula), tj. pokazuje znakove amfoternosti – sposobnost ispoljavanja svojstava kiseline i baze.
Voda također ima ovu sposobnost:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Ovdje jedna molekula H 2 O veže proton (bazu), tvoreći konjugiranu kiselinu - hidronijev ion H 3 O +, druga daje proton (kiselinu), tvoreći konjugiranu bazu OH -. Ovaj proces se zove autoprotoliza.
Iz navedenih primjera vidljivo je da, za razliku od ideja Arrheniusa, u teoriji Brönsteda i Lowryja, reakcije kiselina s bazama ne dovode do međusobne neutralizacije, već su popraćene stvaranjem novih kiselina i baza. .
Također treba napomenuti da protolitička teorija pojmove "kiselina" i "baza" ne smatra svojstvom, već funkcijom koju dotični spoj obavlja u protolitičkoj reakciji. Isti spoj može pod određenim uvjetima reagirati kao kiselina, a pod drugim kao baza. Dakle, u vodenoj otopini CH 3 COOH pokazuje svojstva kiseline, au 100% H 2 SO 4 - baze.
Međutim, unatoč svojim zaslugama, protolitička teorija, poput Arrheniusove teorije, nije primjenjiva na tvari koje ne sadrže atome vodika, ali istodobno pokazuju funkciju kiseline: bor, aluminij, silicij i kositreni halogenidi .
Lewisova teorija.
Drugačiji pristup klasifikaciji tvari u smislu razvrstavanja na kiseline i baze bila je elektronska teorija Lewisa. U okviru elektroničke teorije:
kiselina je čestica (molekula ili ion) sposobna vezati elektronski par (akceptor elektrona);
Baza je čestica (molekula ili ion) sposobna donirati elektronski par (donor elektrona).
Prema Lewisu, kiselina i baza međusobno djeluju tvoreći donor-akceptorsku vezu. Kao rezultat dodavanja para elektrona, atom s nedostatkom elektrona ima potpunu elektroničku konfiguraciju - oktet elektrona. Na primjer:
Reakcija između neutralnih molekula može se prikazati na sličan način:
Reakcija neutralizacije u smislu Lewisove teorije smatra se dodavanjem elektronskog para hidroksidnog iona na vodikov ion, što osigurava slobodnu orbitalu za smještaj ovog para:
Dakle, sam proton, koji lako veže elektronski par, sa stajališta Lewisove teorije, obavlja funkciju kiseline. U tom smislu, Bronstedove kiseline mogu se smatrati produktima reakcije između Lewisovih kiselina i baza. Dakle, HCl je proizvod neutralizacije kiseline H + bazom Cl -, a ion H 3 O + nastaje kao rezultat neutralizacije kiseline H + bazom H 2 O.
Reakcije između Lewisovih kiselina i baza također su ilustrirane sljedećim primjerima:
Lewisove baze također uključuju halogenidne ione, amonijak, alifatske i aromatske amine, organske spojeve koji sadrže kisik tipa R 2 CO (gdje je R organski radikal).
Lewisove kiseline uključuju halogenide bora, aluminija, silicija, kositra i drugih elemenata.
Očito, u teoriji Lewisa, koncept "kiseline" uključuje širi raspon kemijskih spojeva. To se objašnjava činjenicom da je, prema Lewisu, svrstavanje tvari u klasu kiselina isključivo zbog strukture njezine molekule, koja određuje svojstva akceptora elektrona, i nije nužno povezana s prisutnošću vodika. atomi. Lewisove kiseline koje ne sadrže atome vodika nazivaju se aprotičan.
Standardi rješavanja problema
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Al 2 (SO 4) 3 u vodi.
Aluminijev sulfat je jak elektrolit i podvrgava se potpunoj razgradnji na ione u vodenoj otopini. Jednadžba disocijacije:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 -,
ili (bez uzimanja u obzir procesa hidratacije iona):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 -.
2. Što je HCO 3 ion - sa stajališta Bronsted-Lowryjeve teorije?
Ovisno o uvjetima, HCO 3 ion može donirati protone:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
i dodati protone:
HCO3 - + H3O + H2CO3 + H2O (2).
Dakle, u prvom slučaju, HCO 3 ion - je kiselina, u drugom - baza, to jest, to je amfolit.
3. Odredite što je sa stajališta Lewisove teorije ion Ag + u reakciji:
Ag + + 2NH 3 +
U procesu stvaranja kemijskih veza, koji se odvija po donorsko-akceptorskom mehanizmu, ion Ag +, koji ima slobodnu orbitalu, akceptor je elektronskih parova, te tako pokazuje svojstva Lewisove kiseline.
4. Odredite ionsku jakost otopine u jednoj litri koja ima 0,1 mol KCl i 0,1 mol Na 2 SO 4.
Disocijacija prikazanih elektrolita odvija se u skladu s jednadžbama:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Dakle: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0,1 mol / l;
C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l;
C (SO 4 2 -) \u003d C (Na 2 SO 4) \u003d 0,1 mol / l.
Ionska jakost otopine izračunava se po formuli:
5. Odredite koncentraciju CuSO 4 u otopini ovog elektrolita sa ja= 0,6 mol/l.
Disocijacija CuSO 4 odvija se prema jednadžbi:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Uzmimo C (CuSO 4) za x mol / l, tada, u skladu s reakcijskom jednadžbom, C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d x mol/l. U ovom slučaju, izraz za izračunavanje ionske jakosti će izgledati ovako:
6. Odredite koeficijent aktivnosti K + iona u vodenoj otopini KCl s C(KCl) = 0,001 mol/l.
koji će u ovom slučaju imati oblik:
.
Ionska jakost otopine nalazi se po formuli:
7. Odredite koeficijent aktivnosti iona Fe 2+ u vodenoj otopini čija je ionska jakost jednaka 1.
Prema Debye-Hückelovom zakonu:
Posljedično:
8. Odredite konstantu disocijacije kiseline HA, ako je u otopini te kiseline koncentracije 0,1 mol/l a = 24%.
Po veličini stupnja disocijacije može se utvrditi da je ova kiselina elektrolit srednje jakosti. Stoga, za izračunavanje konstante disocijacije kiseline koristimo Ostwaldov zakon razrjeđenja u njegovom punom obliku:
9. Odredite koncentraciju elektrolita, ako je a = 10%, K d \u003d 10 - 4.
Iz Ostwaldovog zakona razrjeđivanja:
10. Stupanj disocijacije monobazične kiseline HA ne prelazi 1%. (HA) = 6,4×10 - 7 . Odredite stupanj disocijacije HA u njezinoj otopini koncentracije 0,01 mol/l.
Po veličini stupnja disocijacije može se utvrditi da je ova kiselina slab elektrolit. To nam omogućuje korištenje približne formule Ostwaldovog zakona razrjeđenja:
11. Stupanj disocijacije elektrolita u njegovoj otopini s koncentracijom od 0,001 mol / l je 0,009. Odredite konstantu disocijacije ovog elektrolita.
Iz uvjeta zadatka je vidljivo da je ovaj elektrolit slab (a = 0,9%). Zato:
12. (HNO2) = 3,35. Usporedite jakost HNO 2 s jakošću jednobazne kiseline HA, čiji je stupanj disocijacije u otopini s C(HA) = 0,15 mol/l 15%.
Izračunajte (HA) koristeći puni oblik Ostwaldove jednadžbe:
Od (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Postoje dvije otopine KCl koje sadrže druge ione. Poznato je da je ionska jakost prve otopine ( ja 1) jednak je 1, a drugi ( ja 2) je 10 - 2. Usporedite faktore aktivnosti f(K +) u tim otopinama i zaključiti u čemu se svojstva tih otopina razlikuju od svojstava beskonačno razrijeđenih otopina KCl.
Koeficijenti aktivnosti K + iona izračunavaju se pomoću Debye-Hückelovog zakona:
Faktor aktivnosti f je mjera odstupanja u ponašanju otopine elektrolita dane koncentracije od njenog ponašanja pri beskonačnom razrjeđivanju otopine.
Jer f 1 = 0,316 odstupa više od 1 nego f 2 \u003d 0,891, tada se u otopini s većom ionskom jakošću opaža veće odstupanje u ponašanju otopine KCl od njenog ponašanja pri beskonačnom razrjeđivanju.
Pitanja za samokontrolu
1. Što je elektrolitička disocijacija?
2. Koje tvari nazivamo elektrolitima, a koje neelektrolitima? Navedite primjere.
3. Koji je stupanj disocijacije?
4. Koji čimbenici određuju stupanj disocijacije?
5. Koji se elektroliti smatraju jakim? Što su srednje snage? Što su slabići? Navedite primjere.
6. Što je konstanta disocijacije? O čemu ovisi, a o čemu ne ovisi konstanta disocijacije?
7. Kako su povezani konstanta i stupanj disocijacije u binarnim otopinama srednjih i slabih elektrolita?
8. Zašto otopine jakih elektrolita pokazuju odstupanja od idealnosti u ponašanju?
9. Što je bit pojma "prividni stupanj disocijacije"?
10. Što je aktivnost iona? Što je koeficijent aktivnosti?
11. Kako se mijenja vrijednost koeficijenta aktivnosti s razrjeđivanjem (koncentracijom) otopine jakog elektrolita? Koja je granična vrijednost koeficijenta aktivnosti pri beskonačnom razrjeđivanju otopine?
12. Što je ionska jakost otopine?
13. Kako se izračunava koeficijent aktivnosti? Formulirajte Debye-Hückelov zakon.
14. Što je bit ionske teorije kiselina i baza (Arrheniusova teorija)?
15. Koja je temeljna razlika između protolitičke teorije kiselina i baza (teorija Bronsteda i Lowryja) i Arrheniusove teorije?
16. Kako elektronska teorija (Lewisova teorija) tumači pojmove "kiselina" i "baza"? Navedite primjere.
Varijante zadataka za samostalno rješavanje
Opcija broj 1
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Fe 2 (SO 4) 3 .
ON + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.
Opcija broj 2
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije CuCl 2 .
2. Odredite što je, sa stajališta Lewisove teorije, S 2 ion - u reakciji:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Izračunajte molarnu koncentraciju elektrolita u otopini ako je a = 0,75%, a = 10 - 5.
Opcija broj 3
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Na 2 SO 4 .
2. Odredite što je sa stajališta Lewisove teorije CN ion - u reakciji:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.
3. Ionska jakost otopine CaCl 2 je 0,3 mol/l. Izračunajte C (CaCl 2).
Opcija broj 4
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Ca(OH) 2 .
2. Odredite što je, sa stajališta Bronstedove teorije, molekula H 2 O u reakciji:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. Ionska jakost otopine K 2 SO 4 je 1,2 mol/l. Izračunajte C(K 2 SO 4).
Opcija broj 5
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju K 2 SO 3 .
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
3. (CH3COOH) = 4,74. Usporedite jakost CH 3 COOH s jakošću monobazične kiseline HA, čiji je stupanj disocijacije u otopini s C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l 10%.
Opcija broj 6
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju K 2 S.
2. Odredite što je, sa stajališta Lewisove teorije, molekula AlBr 3 u reakciji:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Opcija broj 7
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Fe(NO 3) 2 .
2. Odredite što je, sa stajališta Lewisove teorije, ion Cl - u reakciji:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Opcija broj 8
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju K 2 MnO 4 .
2. Odredite što je sa stajališta Bronstedove teorije ion HSO 3 - u reakciji:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Opcija broj 9
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Al 2 (SO 4) 3 .
2. Odredite što je, sa stajališta Lewisove teorije, Co 3+ ion u reakciji:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.
3. 1 litra otopine sadrži 0,348 g K 2 SO 4 i 0,17 g NaNO 3. Odredite ionsku jakost ove otopine.
Opcija broj 10
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Ca(NO 3) 2 .
2. Odredite što je, sa stajališta Bronstedove teorije, molekula H 2 O u reakciji:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.
3. Izračunajte koncentraciju elektrolita u otopini ako je a = 5%, a = 10 - 5.
Opcija broj 11
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju KMnO 4 .
2. Odredite što je sa stajališta Lewisove teorije ion Cu 2+ u reakciji:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.
3. Izračunajte koeficijent aktivnosti Cu 2+ iona u otopini CuSO 4 s C (CuSO 4) = 0,016 mol / l.
Opcija broj 12
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Na 2 CO 3 .
2. Odredite što je, sa stajališta Bronstedove teorije, molekula H 2 O u reakciji:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Postoje dvije otopine NaCl koje sadrže druge elektrolite. Vrijednosti ionske jakosti ovih otopina su jednake: ja 1 \u003d 0,1 mol / l, ja 2 = 0,01 mol/l. Usporedite faktore aktivnosti f(Na +) u ovim otopinama.
Opcija broj 13
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Al(NO 3) 3 .
2. Odredite što je, sa stajališta Lewisove teorije, molekula RNH 2 u reakciji:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Usporedite koeficijente aktivnosti kationa u otopini koja sadrži FeSO 4 i KNO 3 uz uvjet da je koncentracija elektrolita 0,3 odnosno 0,1 mol/l.
Opcija broj 14
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju K 3 PO 4 .
2. Odredite što je, sa stajališta Bronstedove teorije, H 3 O + ion u reakciji:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Opcija broj 15
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju K 2 SO 4 .
2. Odredite što je, sa stajališta Lewisove teorije, Pb (OH) 2 u reakciji:
Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.
Opcija broj 16
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Ni(NO 3) 2 .
2. Odredite što je, sa stajališta Bronstedove teorije, hidronijev ion (H 3 O +) u reakciji:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Ionska jakost otopine koja sadrži samo Na 3 PO 4 je 1,2 mol/l. Odredite koncentraciju Na 3 PO 4.
Opcija broj 17
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije (NH 4) 2 SO 4 .
2. Odredite što je, sa stajališta Bronstedove teorije, NH 4 + ion u reakciji:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Ionska jakost otopine koja sadrži i KI i Na 2 SO 4 je 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/l. Odredite koncentraciju Na 2 SO 4.
Opcija broj 18
1. Napišite jednadžbu elektrolitičke disocijacije Cr 2 (SO 4) 3 .
2. Odredite što je, sa stajališta Bronstedove teorije, proteinska molekula u reakciji:
BLOK INFORMACIJA
pH ljestvica
Tablica 3 Odnos koncentracija H + i OH - iona.
Standardi rješavanja problema
1. Koncentracija vodikovih iona u otopini je 10 - 3 mol/l. Izračunajte pH, pOH i [OH - ] vrijednosti u ovoj otopini. Odredite medij otopine.
Bilješka. Za izračune se koriste sljedeći omjeri: lg10 a = a; 10 lg a = a.
Medij otopine s pH = 3 je kisel jer je pH< 7.
2. Izračunajte pH otopine klorovodične kiseline molarne koncentracije 0,002 mol/l.
Budući da je u razrijeđenoj otopini HC1 » 1, au otopini jednobazne kiseline C (k-you) \u003d C (k-you), možemo napisati:
3. U 10 ml otopine octene kiseline s C(CH3COOH) = 0,01 mol/l doda se 90 ml vode. Nađite razliku između pH vrijednosti otopine prije i nakon razrjeđivanja, ako je (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) U početnoj otopini slabe jednobazne kiseline CH 3 COOH:
Posljedično:
2) Dodavanje 90 ml vode u 10 ml otopine kiseline odgovara 10-strukom razrjeđenju otopine. Zato.
Sve tvari možemo podijeliti na elektrolite i neelektrolite. U elektrolite spadaju tvari čije otopine ili taline provode električnu struju (npr. vodene otopine ili taline KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Tvari koje nisu elektroliti ne provode električnu struju kada su otopljene ili otopljene (šećer, alkohol, aceton itd.).
Elektroliti se dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti u otopinama ili talinama potpuno disociraju na ione. Pri pisanju jednadžbi kemijskih reakcija to je naglašeno strelicom u jednom smjeru, na primjer:
HCl → H + + Cl -
Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -
Jaki elektroliti uključuju tvari heteropolarne ili ionske kristalne strukture (tablica 1.1).
Tablica 1.1 Jaki elektroliti
Slabi elektroliti se samo djelomično razlažu na ione. Uz ione, u talinama ili otopinama ovih tvari prisutna je velika većina nedisociranih molekula. U otopinama slabih elektrolita, paralelno s disocijacijom, odvija se i obrnuti proces - asocijacija, odnosno spajanje iona u molekule. Pri pisanju jednadžbe reakcije to je naglašeno s dvije suprotno usmjerene strelice.
CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +
Slabi elektroliti uključuju tvari s homeopolarnim tipom kristalne rešetke (tablica 1.2).
Tablica 1.2 Slabi elektroliti
Ravnotežno stanje slabog elektrolita u vodenoj otopini kvantitativno je karakterizirano stupnjem elektrolitičke disocijacije i konstantom elektrolitičke disocijacije.
Stupanj elektrolitičke disocijacije α je omjer broja molekula razloženih na ione prema ukupnom broju otopljenih molekula elektrolita:
Stupanj disocijacije pokazuje koji se dio ukupne količine otopljenog elektrolita razgrađuje na ione i ovisi o prirodi elektrolita i otapala, kao i o koncentraciji tvari u otopini, ima bezdimenzionalnu vrijednost, iako je obično se izražava u postocima. S beskonačnim razrjeđivanjem otopine elektrolita, stupanj disocijacije se približava jedinici, što odgovara potpunoj, 100% disocijaciji molekula otopljene tvari u ione. Za otopine slabih elektrolita α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.
Općenito, reverzibilna kemijska reakcija može se predstaviti kao:
a A+ b B D d D+ e E
Brzina reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracije reagirajućih čestica u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Zatim za izravnu reakciju
V 1 = k 1 [A] a[B] b,
i brzinu obrnute reakcije
V 2 = k 2[D] d[E] e.
U nekom trenutku u vremenu, brzine prednje i obrnute reakcije će se izjednačiti, tj.
To se stanje naziva kemijska ravnoteža. Odavde
k 1 [A] a[B] b=k 2[D] d[E] e
Grupirajući konstante s jedne strane i varijable s druge strane, dobivamo:
Dakle, za reverzibilnu kemijsku reakciju u stanju ravnoteže, umnožak ravnotežnih koncentracija reakcijskih produkata u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata, u odnosu na isti produkt za početne tvari, konstantna je vrijednost pri danoj temperaturi i tlaku . Brojčana vrijednost konstante kemijske ravnoteže Do ne ovisi o koncentraciji reaktanata. Na primjer, konstanta ravnoteže za disocijaciju dušične kiseline, u skladu sa zakonom djelovanja mase, može se napisati kao:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
vrijednost K a naziva se konstanta disocijacije kiseline, u ovom slučaju dušične.
Slično se izražava konstanta disocijacije slabe baze. Na primjer, za reakciju disocijacije amonijaka:
NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -
.
vrijednost K b naziva konstanta disocijacije baze, u ovom slučaju amonijaka. Što je viša konstanta disocijacije elektrolita, elektrolit više disocira i veća je koncentracija njegovih iona u otopini u ravnoteži. Postoji odnos između stupnja disocijacije i konstante disocijacije slabog elektrolita:
Ovo je matematički izraz Ostwaldovog zakona razrjeđivanja: kada se slabi elektrolit razrijedi, povećava se stupanj njegove disocijacije. Za slabe elektrolite na Do≤1∙10 -4 i IZ≥0,1 mol/l koristite pojednostavljeni izraz:
Do= α 2 ∙IZ ili α
Primjer1. Izračunajte stupanj disocijacije i koncentraciju iona i [ NH 4 + ] u 0,1 M otopini amonijevog hidroksida ako Do NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5
Dato je: NH 4 OH
Do NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5
Riješenje:
Budući da je elektrolit prilično slab ( Na NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
ili 1,33%
Koncentracija iona u binarnoj otopini elektrolita jednaka je C∙α, budući da binarni elektrolit ionizira uz stvaranje jednog kationa i jednog aniona, tada \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0,1 1,33 10 -2 \u003d 1,33 10 -3 (mol / l).
Odgovor: a=1,33%; \u003d [NH 4 +] \u003d 1,33 ∙ 10 -3 mol / l.
Teorija jakih elektrolita
Jaki elektroliti u otopinama i talinama potpuno disociraju na ione. Međutim, eksperimentalna istraživanja električne vodljivosti otopina jakih elektrolita pokazuju da je njezina vrijednost donekle podcijenjena u usporedbi s električnom vodljivošću koja bi trebala biti pri 100%-tnoj disocijaciji. Ova razlika se objašnjava teorijom jakih elektrolita koju su predložili Debye i Hueckel. Prema ovoj teoriji, u otopinama jakih elektrolita postoji elektrostatska interakcija između iona. Oko svakog iona stvara se “ionska atmosfera” od iona suprotnog naboja, što usporava kretanje iona u otopini pri prolasku istosmjerne električne struje. Osim elektrostatske interakcije iona, u koncentriranim otopinama potrebno je voditi računa o asocijaciji iona. Utjecaj međuionskih sila stvara učinak nepotpune disocijacije molekula, tj. prividni stupanj disocijacije. Eksperimentalno određena vrijednost α uvijek je nešto niža od prave α. Na primjer, u 0,1 M otopini Na 2 SO 4 eksperimentalna vrijednost α = 45%. Za uzimanje u obzir elektrostatskih čimbenika u otopinama jakih elektrolita koristi se koncept aktivnosti (a). Aktivnost iona naziva se efektivna ili prividna koncentracija, prema kojoj ion djeluje u otopini. Aktivnost i prava koncentracija povezani su izrazom:
gdje f- koeficijent aktivnosti, koji karakterizira stupanj odstupanja sustava od idealnog zbog elektrostatskih interakcija iona.
Koeficijenti aktivnosti iona ovise o vrijednosti µ, koja se naziva ionska jakost otopine. Ionska jakost otopine mjera je elektrostatske interakcije svih iona prisutnih u otopini i jednaka je polovici zbroja umnožaka koncentracija (S) svakog od iona prisutnih u otopini po kvadratu njegovog broja naboja (z):
.
U razrijeđenim otopinama (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c a faktor aktivnosti je 1. To znači da praktički nema elektrostatskih međudjelovanja. U vrlo koncentriranim otopinama (µ>1M), koeficijenti aktivnosti iona mogu biti veći od jedinice. Odnos koeficijenta aktivnosti s ionskom jakošću otopine izražava se formulama:
na µ
<10 -2
pri 10 -2 ≤ µ
≤ 10 -1
+ 0,1z2µ na 0,1<µ
<1
Konstanta ravnoteže izražena aktivnostima naziva se termodinamička. Na primjer, za reakciju
a A+ b B d D+ e E
termodinamička konstanta ima oblik:
Ovisi o temperaturi, tlaku i prirodi otapala.
Budući da je aktivnost čestice , dakle
gdje Do C je konstanta koncentracijske ravnoteže.
Značenje Do C ne ovisi samo o temperaturi, prirodi otapala i tlaku, već i o ionskoj jakosti m. Budući da termodinamičke konstante ovise o najmanjem broju čimbenika, one su stoga najosnovnije karakteristike ravnoteže. Stoga se u referentnim knjigama daju termodinamičke konstante. Vrijednosti termodinamičkih konstanti nekih slabih elektrolita dane su u dodatku ovog priručnika. \u003d 0,024 mol / l.
S povećanjem naboja iona smanjuje se koeficijent aktivnosti i aktivnost iona.
Pitanja za samokontrolu:
- Što je idealan sustav? Navedite glavne razloge odstupanja realnog sustava od idealnog.
- Koliki je stupanj disocijacije elektrolita?
- Navedite primjere jakih i slabih elektrolita.
- Kakav je odnos između konstante disocijacije i stupnja disocijacije slabog elektrolita? Izrazi to matematički.
- Što je aktivnost? Kako su vezane aktivnost iona i njegova prava koncentracija?
- Što je faktor aktivnosti?
- Kako naboj iona utječe na vrijednost koeficijenta aktivnosti?
- Što je ionska jakost otopine, njezin matematički izraz?
- Napiši formule za izračun koeficijenata aktivnosti pojedinih iona ovisno o ionskoj jakosti otopine.
- Formulirajte zakon djelovanja mase i izrazite ga matematički.
- Što je konstanta termodinamičke ravnoteže? Koji faktori utječu na njegovu vrijednost?
- Što je konstanta koncentracijske ravnoteže? Koji faktori utječu na njegovu vrijednost?
- Kako su povezane termodinamičke i koncentracijske konstante ravnoteže?
- U kojoj se mjeri može promijeniti vrijednost koeficijenta aktivnosti?
- Koje su glavne odredbe teorije jakih elektrolita?