Методичні вказівки для підготовки до лабораторних робіт з курсу хімії (Хімічна кінетика і хімічна рівновага. Розчини. Закони ідеальних розчинів. Розчини електролітів. Гідроліз солей), страница 4

    10. Розчин 1,05 г неелектроліту у 30 г води замерзає при температурі – 0,7 °С. Визначити молярну масу неелектроліту.

Лабораторна робота  № 7

РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

    Розчини кислот, солей i основ у полярних розчинниках внаслiдок дисоцiацii з утворенням катiонiв i анiонiв проводять електричний струм. Речовини, якi утворюють розчини, що мають iонну провiднiсть, називаються електролiтами. Розчини електролiтiв часто називають електролiтами. Здатнiсть електролiту дисоцiювати характеризується ступенем дисоцiацiї a – вiдношенням кількості продисоцiйованих молекул до загальної кількості  молекул розчиненої речовини.

    До сильних електролiтiв належать майже всi солi, деякi кислоти (HCl, HBr, HJ, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄) i основи – гiдроксиди лужних i лужно-земельних металiв. Решта електролiтiв належить до слабких.

     Дисоцiацiя слабкого електролiту – оборотний процесс, який призводить до встановлення хiмiчної рiвноваги. Наприклад: HCN « H⁺ + CN^-. Константа рiвноваги  в даному випадку називається константою електролiтичної дисоцiацiї:

Якщо молярна концентрацiя HCN дорiвнює С, а ступiнь дисоцiацiї - a, тодi       [H+] = [CN-] = Ca,  [HCN] = C - aC = C(1 - a).

                               K _д = (Ca Ч Ca)/ a ²C = a²C/1 - a.

    Якщо a<<1, то               K_д =a²C

    Це є  закон розбавлення Оствальда для електролiту складу KA (K+ i A- – однозаряднi катiон i анiон); K_д -  величина, характерна для системи ¢¢речовина - розчинник¢¢ і залежить тiльки від температури.

Приклад І. Розрахувати концентрацію іонів H⁺ в 0,1 H розчині ацетатної    кислоти    (К_д = 1 · 10^-5).

      Розв’язок:

З рівноваги CH₃COOH « CH₃COO^× + H⁺ маємо: [H⁺] = [CH₃COO^-] = C_.a .

 Із   закону Оствальда, a = Тоді  [H⁺] = C =

=  = = 10^-3 моль/л.. 

         Відповідь: [H⁺] = 10^-3 моль/л .

    Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

                                   H₃PO₄ « H⁺ + H₂PO₄^-;  K₁ = 7,5 · 10^-3 ;

                                   H₂PO₄^-- « H⁺ + HPO₄^2-;  K₂= 6,4 · 10^-8 ;

                                   HPO₄ ^2-« H⁺ + PO₄^3-;  K₃= 1,3 · 10^-13 .

    Дисоціація по першому ступеню відбувається інтенсивніше, ніж по другому, а тим більше - по третьому. Це пояснює здатність багатоосновних кислот утворювати кислі солі. Ступінчасто дисоціюють також багатокислотні основи, що призводить до утворення основних солей. Наприклад:

                                  Fe(OH)₃  « Fe(OH)₂⁺ +OH^- ;              

                                  Fe(OH)₂⁺  «  Fe(OH)²⁺ + OH^- ;           

                                 Fe(OH)²⁺  « Fe³⁺  + OH^-.

    В розчинах електролітів загальне число частинок розчиненої речовини (молекул, іонів) більше, ніж у розчинах неелектролітів тієї ж концентрації. Тому такі властивості, як осмотичний тиск P_осм, зниження тиску пари DP, підвищення температури кипіння Dt_кип і зниження температури замерзання Dt_зам, проявляються в більшій мірі. Їх можна розрахувати, користуючись рівняннями:

            DP = i P_oN_B;        Dt_кип =  і К_ебС_m;   Dt_зам=  і К_крС_m;    P_осм =  і С_МRT.

Тут  P_o - тиск пари чистого розчинника; Nв – мольна доля розчинної речовини; К_еб і К_кр – ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі розчинника; С_m - моляльність розчину; С_М – молярність розчину, і – ізотонічний коефіцієнт, який показує, у скільки  разів зросла  кількість  частинок розчиненої речовини в розчині відносно  кількості  її молекул.

     Розчини сильних електролітів повністю дисоціюють на іони, і для них a має дорівнювати одиниці. Проте для концентрованих розчинів (> 0,1М) сильних електролітів a<1. Це пов’язано з електростатичною міжіонною взаємодією. Експериментальне значення a сильних електролітів називається  позирним ступенем дисоціації і позначається a_поз.

Ступінь дисоціації (a_поз)  та  ізотонічний коефіцієнт  і зв’язані між собою рівнянням:

.                                       або    

де  n – кількість іонів, на які дисоціює електроліт.

        Приклад 2. Визначити позирний ступінь дисоціації  LiCl у 0,1 Н розчині, якщо     цей  розчин ізотонічний з 0,19 М розчином цукру С₁₂Н₂₂О₁₁ при 0 °С.

    Розв'язок:

        1. Р_осм розчину цукру - ?

         М (С₁₂Н₂₂О₁₁) = 342,3 г/моль; 

        Р_осм = 

2. Р_осм розчину LiCl - ?

         Розчини С₁₂Н₂₂О₁₁     і LiCl  ізотонічні, тому їх осмотичні тиски дорівнюють один одному. Р_осм розчину LiCl = 4,31^.10⁵ Па.

    3. і розчину LiCl - ?

і =

    4. a _поз  - ?

  .  = 

         Відповідь: позирний ступінь дисоціації дорівнює 90 %.      

    Електроліти у розчині більше або менше дисоційовані, тому реакції між розчинами солей, основ, кислот – це реакції між іонами, тобто іонні реакції. В рівняннях іонних реакцій сильні електроліти записуються  в іонній формі, слабкі – в молекулярній (слабкі електроліти записують в іонній формі тільки в реакціях дисоціації).  Речовини важкорозчинні та гази записують у вигляді молекул.

    Реакції в електролітах йдуть до кінця лише в тих випадках, коли з розчину виходять ті чи інші іони внаслідок утворення важкорозчинних (СаСО₃, ВаSO₄), малодисоційованих  (Н₂О, СН₃СООН),  газів (СО₂, Н₂S), або комплексних сполук ([Fe(CN)₆]^3-). Наприклад:

              Na₂SO₄ + BaCl₂ ® 2NaCl + BaSO₄¯;

              2Na₊ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^- ® 2Na⁺ + 2Cl^- + BaSO₄¯;

              Ba²⁺ + SO₄^2- ® BaSO₄¯;

              Na₂CO₃ + 2HCl ® 2NaCl + CO₂­ + H₂O;

             2Na⁺ +CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- ® 2Na⁺ + 2Cl^- + CO₂­+ H₂O;

             CO₃^2- + 2H⁺  ® CO₂­ + H₂O;

             CuSO₄ + 4NH₃ ® [Cu(NH₃)₄]SO₄;

             Cu²⁺ +SO₄^2-  + 4NH₃ ® [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-;

             Cu²⁺+ 4NH₃® [Cu(NH₃)₄]²⁺.

    Вода – слабкий електроліт, який дисоціює з утворенням іонів Н⁺ (Н₃О⁺) і ОН^-

             Н₂О « Н⁺ + ОН^-    або     2Н₂О « Н₃О⁺ + ОН^-.

    Константа дисоціації при 20-25 °С

        К_д = ([H⁺][OH^-]) / [H₂O] = 1,8 ^.10^-16.

    Оскільки ступінь дисоціації дуже малий, концентрація води практично стала : [H₂O] = const = 1000/18 = 55,5 моль/л.Тоді К_д ^. [H₂O] = 1,8 10^{-16 .} 55,5 = 10^-14. Добуток К_д^. [H₂O] називається іонним добутком води і позначається К_w. К_w  = [H⁺][OH^-] = 10^-14.