Лекции (Растворыэлектролитов)

Посмотреть архив целиком

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ



Растворами называют однофазные многокомпонентные системы, в которых в объеме одного вещества - растворителя, равномерно распределены другие компоненты - растворенные вещества.

Важнейшей количественной характеристикой раствора является концентрация, которая отражает содержание в нем растворенных веществ. При описании свойств растворов наиболее часто употребляют следующие способы выражения концентрации молярная концентрация (СМ или М ) - число молей растворенного вещества в 1 литре раствора ;

нормальная концентрация Н или Н) - число молей эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора ;

массовая доля (в %) - число граммов растворенного вещества в 100 г раствора ;

титр (г/мл ) - число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора. Все виды концентраций взаимосвязаны .

Пример 1 . Рассчитайте молярную и нормальную концентрации, титр раствора ортофосфорной кислоты с массовой долей вещества 49 % и плотностью = 1,33 г/см 3 .

Решение . 1. Масса 1 л раствора равна : 1,33 . 1000 = 1330 г . По условию - в 100 г раствора содержится 49 г Н3РО4 , тогда в 1330 г ( т.е. в 1 л ) соответственно - 49 . 1330 / 100 = 651,7 г . Это составляет 651,7 / 98 = 6,65 молей или 651,7 / 32,6 = 19,9 молей эквивалентов . (Молярная масса Н3РО4 равна : 3+ 31 + 64 = 98 г/моль ; молярная масса эквивалента равна соответственно : 98 / 3 = 32,6 г/моль ) .

Следовательно, в 1 л раствора содержится 6,65 молей , или 19,9 молей эквивалентов Н3РО4 .

Из данных п.1 следует , что в 1 мл раствора содержится 651,7 / 1000 = 0,652 г Н3РО4. Ответ : молярная концентрация СМ = 6,65 моль/л ; нормальная концентрация СН = 19,9 моль/л ; титр Т = 0,652 г/мл .

Растворы могут иметь любое агрегатное состояние - твердое ( растворы металлов ) ; жидкое ( растворы твердых , жидких , газообразных веществ в жидкостях ) , газообразное ( смеси газов). Наиболее распространенными и изученными являются жидкие растворы. Последние подразделяются на растворы электролитов, способные проводить электрический ток , и растворы неэлектролитов , которые неэлектропроводны .

В зависимости от природы растворителя различают водные растворы ( растворитель- вода ) и неводные ( все другие растворители ).

В данном курсе рассматриваются водные растворы электролитов , которые имеют наибольшее значение для технологических процессов в энергетике .

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 , когда содержание растворенных частиц мало , этим взаимодействием можно пренебречь ; с увеличением концентрации раствора , особенно в растворах электролитов , указанное взаимодействие становится все более существенным . В связи с этим для описания свойств растворов вместо концентрации используют активность ( активную концентрацию - a ) , которая связана с концентрацией (C) следующим соотношением :

a = . C (1) где - коэффициент активности , который показывает степень отклонения какого-либо свойства реального раствора от теоретически рассчитанной величины для идеального раствора , в котором взаимодействия между растворенными частицами отсутствуют .

Электролитическая диссоциация.

Явление распада вещества на ионы в растворителе называется электролитической диссоциацией. Количественно диссоциация характеризуется степенью диссоциации . Это отношение концентрации молекул , распавшихся на ионы ( С ), к общей концентрации растворенных молекул электролита ( СO ) :

 = C / CO (2)

По величине степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на 2 группы :

слабые электролиты с < 1 ;

сильные электролиты с = 1 .

К слабым электролитам относят воду , ряд кислот , все основания р- , d- и f- элементов , а также подавляющее число комплексных ионов .

Молекулы слабых электролитов диссоциируют неполностью и обратимо, например:

HCN H+ + CN- (*)

Наряду со степенью диссоциации важнейшей характеристикой слабых электролитов является константа диссоциации, имеющая смысл константы равновесия для реакции (*):

Kр = K Д HCN = CH+ . CCN- / CHCN ,

где CH+ , CCN- , CHCN - равновесные концентрации.

Таким образом, как и всякая константа равновесия константа диссоциации зависит только от температуры и природы реакции.

Молекулы многоосновных кислот и оснований диссоциируют ступенчато и каждая стадия характеризуется своей КД , например :

Zn(OH)2 ZnOH+ + OH-

KД1 = COH- . CZnOH+ / CZn(OH) = 4,4 . 10- 5 ( 1 ступень )

Zn OH+ Zn2+ + OH-

K Д2 = COH- . CZn + / CZnOH+ = 1,5 . 10-9 (2 ступень)

при этом KД1 >> KД2 ;

Связь между KД и слабого электролита выражается законом Оствальда .

Определим равновесные концентрации частиц, участвующих в реакции (*).

Тогда можно получить:

KД = 2 С0 / ( 1 - ) (3) или , если << 1 ,

KД = 2 C0 (3’)


ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ . ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ


Вода , являясь очень слабым электролитом , обратимо диссоциирует на ионы :

Н 2О Н+ + ОН- .

Запишем ее выражение для рассматриваемого процесса :

К Д = CH+ . COH- / CH20 (4)

КД H2O = 1,8 .10 -16 (295 К) , т.е. диссоциирует одна из 108 молекул Н2О , поэтому равновесную концентрацию С H20 можно принять равной общей концентрации воды : С H О = 1000 / 18 = 56,56 моль/л . Тогда произведение концентраций ионов Н+ и ОН- есть величина постоянная для данной температуры и называется ионным произведением воды Кв . Для 295 К :


Кв = СН+ . СОН - = 10 -14 (5)


В воде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинакова

СН+ = СОН- = 10 --14 = 10--7 моль/л.

В кислых растворах С Н+ > С ОН- ; С Н+ > 10--7 моль/л .

В щелочных , наоборот, СН+ < СОН- ; СН+ < 10--7 моль/л .

Вместо концентраций Н+ и ОН-- пользуются их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком :


- lg СН+ = pH — водородный показатель среды ,

- lg СОН- = pOH — гидроксидный показатель среды .


Из соотношения ( 5 ) получаем :

рН + рОН = 14. (5’)


Таким образом , для нейтральных растворов рН = 7 , для кислых рН < 7 , для щелочных рН > 7 . Приведенные соотношения справедливы и для водных растворов электролитов , однако в этом случае более строго использовать не концентрации , а активности ионов ( см. уравнение(1) ) :

a Н+ . a ОН- = Кв ; pH= -lg aН+ ; pOH= - lg a ОН- (5”)



Пример 1 . Рассчитайте рН 0,02 М раствора Н2СО3 .

Решение : Запишем уравнение диссоциации слабого электролита :

Н2СО3 Н+ + НСО3 ; НСО3 Н+ + СО32-

1)Из табл. 1 имеем KД1 = 4,45 . 10-7 ; KД2 = 4,8 . 10--11 . Поскольку KД1 больше KД2 на несколько порядков , то можно учитывать только ионы Н+ , образующиеся в результате 1-й ступени диссоциации . На основании закона Оствальда (3) имеем :

- KД1 KД12 + 4Co .KД1 -4,45 . 10-7 + 19,8 .10-14 + 4 . 2 .10-3 . 4,45.10-7

——————-————— = —————————————————- = 1,5 .10-2

2Co 2 . 2.10-3


В данном случае можно рассчитать  и по упрощенному выражению (3’):


= KД / Co = -4,45.10-7 / 2.10-3 = 1,49 . 10-2 1,5 .10-2 .

2) Концентрация ионов Н+ равна концентрации продиссоциировавших по 1-й ступени молекул Н2 СО3.Тогда по определению:

= CH+ / Co ; CH+ =  . Co = 1,5 .10-2 . 2.10-3 = 3 .10-5.

3) Искомое значение рН = - lg Cн+ = lg 3 . 10- 5 = 4,52

Ответ : рН = 4,52 .


Пример 2 . Рассчитайте , как изменится рН 0,005 М раствора NH4OH при разбавлении его в 10 раз .

Решение . NH4OH - слабое основание , диссоциирует обратимо :

NH4OH NH4+ + OH- . Из уравнения диссоциации видно , что для расчета рН следует рассчитать равновесную концентрацию OH- -ионов , а затем воспользоваться соотношением (3) или (3’) .

1) Найдем сначала рН 0,005 М раствора NH4OH. KДNH4OH = 1,8 .10-5 (табл. 1) .

1 =Кд0 =1,8.10-5/5.10-2=6.10-2 ; СOH- =1 .С0 =3.10-4 ; рОН = -lg3.10-4 =3,52 . Откуда рН = 14 - 3,52 = 10,48 .

2) Теперь рассчитаем рН раствора, разбавленного в 10 раз. С0 = 5 .10-4 моль/л

2 = КД / С0 = 1,8 . 10-5 / 5 . 10-4 = 1,9 . 10-1 = 0,19 .

Полученное значение не многим меньше 1 , поэтому расчет корректнее проводить по полной формуле (5) :

2 = - КД + Д2 + 4СоКД = 0,17

2 Со

СОН- = 2 . СО = 1,7 . 10-1 . 5 .10-4 = 8,5 .10-5 ; рОН = - lg 8,5 . 10-5 = 4,1 .

Откуда рН = 14 - 4,1 = 9,9 .

Ответ . Значение рН уменьшилось с 10,48 до 9,9 .


Пример 3. Рассчитайте концентрацию азотистой кислоты HNO2 в растворе с рН = 2,7 .

Решение . Азотистая кислота - слабый электролит , диссоциирует обратимо :

HNO2 H+ + NO2-

Из уравнения диссоциации видно , что при диссоциации одной молекулы кислоты возникает один катион Н+ и один анион NO2 - . Так как по условию рН раствора равен 2,7 , то концентрация образовавшихся ионов составляет СH+ = СNO- =10-2,7 моль/л , при этом концентрация продиссоциировавшей кислоты также составляет 10-2,7 моль/л . Обозначив исходную концентрацию кислоты через х и учитывая , что в начальный момент продуктов диссоциации не было , находим , что при равновесии (СНNO )равн = (х -10-2,7) моль/л , (СН+)равн = (СNO )равн = 10-2,7 моль/л . Для наглядности запишем все концентрации в виде таблицы

HNO2 H+ NO2

исходные концентрациии ,моль/л х 0 0

продиссоциировало (образовалось),

моль/л 10-2,7 10-2,7 10-2,7

равновесные концентрации,

моль/л х - 10-2,7 10-2,7 10-2,7


Запишем выражение для константы диссоциации азотистой кислоты :

KД HNO = (СH+)равн .NO-)равн / (CHNO )равн


Случайные файлы

Файл
136759.rtf
8583.rtf
22560.rtf
65901.doc
23945-1.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.