методичка для лабор химия. Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса

• Название: Методические указания к лабораторным работам для студентов i курса
• Дата: 10.10.2022
• Размер: 0.78 Mb.
• Имя файла: методичка для лабор химия.doc
• Тип: Методические указания; #725999
• страница: 6 из 10

12.2.1 Степень диссоциации

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул.

, (12.1)

α – выражается в процентах.

По величине α электролиты делятся на три группы:

1. Электролиты, имеющие величину α = 3%, или 0,03, называются слабыми электролитами.

2. Электролиты, имеющие величину α от 3 до 30% или 0,03 – 0,2, называются электролитами средней силы.

3. Электролиты, имеющие величину α от 30% до 100%, т.е. от 0,3 до 1 – называются сильными.

К сильным электролитам относятся практически все соли, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов и некоторые кислоты; например, соляная, серная, азотная, хлорная.

К слабым электролитам относятся такие кислоты, как угольная, сернистая, сероводородная, азотистая, синильная, уксусная (и другие) и такие основания, как гидроксид аммония, гидроксид меди (II), гидроксид железа (II), гидроксид железа (III) и другие.

12.2.2 Константа электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый. Для уксусной кислоты уравнение электролитической диссоциации можно записать так:

СН₃СООН ↔ СН₃СОО ^- + Н ⁺

Применяя к этому равновесию закон действия масс, получим:

, (12.2)

Константа равновесия К_Д характеризует в данном случае электролитическую диссоциацию СН₃СООН и называется константой диссоциации. Чем больше ее величина, тем более ионизировано соединение.

Для гидроксида аммония К_Д диссоциации может быть записана:

NH₄OH ↔ NH₄ ⁺ + OH ^–
, (12.3)

Так как константа диссоциации с изменением концентрации раствора не изменяется, она дает более общую характеристику электролита, чем степень диссоциации. Это верно, однако, лишь для слабых электролитов, растворы которых содержат сравнительно немного ионов. Напротив, у сильных электролитов, в виду большой концентрации ионов (α 100%) начинает сказываться на взаимодействие ионов друг с другом, результатом чего является отклонение от закона действия масс, и изменяется величина К_Д.

12.2.3 Смещение равновесия электролитической диссоциации

Благодаря тому, что диссоциация слабого электролита при данной температуру – величина постоянная, можно искусственно изменить концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов, что будет соответствовать смещению равновесия в сторону недиссоциированных молекул электролита (в сторону обратной реакции – моляризации). Для смещения равновесия в раствор необходимо ввести одноименные ионы.

12.2.4 Диссоциация воды. Водородный показатель

Применяя закон действия масс к диссоциации самой воды Н₂О ↔ Н ⁺ +ОН^- имеем:

, (4)

Обозначим «К ∙ Н₂О» через К_В: получим [Н⁺] ∙ [ОН^-] = К_В.

Величина К_В называется ионным произведением воды. Число К_В можно найти, т.к. К_В и [H₂O] известны:

К_В = 1,86 ∙ 10^-16, а [H₂O] = 1000 : 18 = 55,56 (число молей в 1 литре воды). Значит К_В = 1,86 ∙ 10^-16 ∙ 55,56 = 1 ∙ 10^-14. Для чистой воды при [H⁺] = [ОН^-] = = 10^-7 моль/литр. Вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается через рН:

рН = - lg[H⁺]

[H⁺] моль/литр

рН 1 2 3 4 5 6 7


[H⁺] моль/литр

рН 8 9 10 11 12 13 14
В кислой среде [H⁺] > 1∙ 10^-7 рН < 7

В нейтральной среде [H⁺] = 1∙ 10^-7 рН = 7

В щелочной среде [H⁺] < 1 ∙ 10^-7 рН > 7

Примеры: а) 0,01 М раствор соляной кислоты при диссоциации образует 0,01 моль ионов водорода, а [H⁺] = 0,01 или 10^-2 моль/л и рН = - lg 10^-2 = 2.

б) В 0,1 М растворе едкого натра концентрации [ОH^-] равна 0,1 или 1 ∙ 10^-1 моль/л (т.к. NаОН сильный электролит.

Определяем [H⁺].

Из ионного произведения воды:



и рН = -lg 10^-13 = 13.

Практически реакцию среды определяют при помощи индикаторов – веществ, изменяющих свой цвет в зависимости от концентрации ионов Н⁺ и ОН^-. Это так называемый колориметрический метод определения рН.