Диссоциация электролитов

ХИМИЯ
Лекция 05
Химические равновесия в водных растворах.
Диссоциация воды, слабых кислот и
оснований. Общие свойства растворов
Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент,
кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ
Диссоциация электролитов
По
степени
диссоциации
электролиты
условно
подразделяются на сильные (→1) и слабые (<<1).
Характерной
особенностью
электролитов
является
растворов
неподчинение
сильных
их
закону
действующих масс.
Так,
константа диссоциации последних изменяется с
изменением концентрации раствора, а при → 1, константа
не
имеет
определенной
бесконечности.
величины,
она
стремится
к
Диссоциация электролитов
Степень диссоциации зависит от природы растворителя и
растворенного вещества:
Чем более полярна молекула растворителя, и больше его
диэлектрическая постоянная тем при прочих равных условиях
выше степень диссоциации растворенного вещества.
Вода - особый растворитель
Молекула воды
диполь.
- полярна
и представляет собой
Для воды έ = 80, а для воздуха и вакуума έ = 1.
Диссоциация электролитов
Степень диссоциации растворенного вещества также
увеличивается с увеличением полярности связей в его
молекуле.
Поскольку
диссоциация
сопровождается
тепловым
эффектом, то степень диссоциации зависит от температуры,
причем влияние температуры можно оценить по принципу Ле
Шателье:

если
диссоциация
представляет
собой
эндотермический процесс, то с повышением температуры
степень диссоциации растет, с понижением температуры –
уменьшается.
Диссоциация
слабых электролитов
Диссоциация
слабых электролитов
Диссоциация
слабых электролитов
Диссоциация
слабых электролитов
Диссоциация слабых многоосновных кислот или
многокислотных оснований обычно протекает по ступеням,
соответственно для каждой ступени существует своя
константа диссоциации.
Кд – справочная величина.
Диссоциация
слабых электролитов
Для слабой кислоты:
Диссоциация
слабых электролитов
Диссоциация
слабых кислот и оснований
Диссоциация
слабых электролитов
Степень диссоциации и константа
диссоциации взаимосвязаны.
(закон разбавления Оствальда)
Рассмотрим диссоциацию слабого основания:
Диссоциация
слабых электролитов
Степень диссоциации и константа диссоциации
взаимосвязаны.
(закон разбавления Оствальда)
Запишем выражение для константы диссоциации
слабого электролита, выразив равновесные
концентрации через степень диссоциации α и
исходную концентрацию электролита С:
Диссоциация
слабых электролитов
Степень диссоциации и константа диссоциации
взаимосвязаны.
(закон разбавления Оствальда)
В случае очень слабого электролита (  0,01)
зависимость между Кд и становится еще проще:
Диссоциация
слабых электролитов

Kд
C
- закон разбавления Оствальда
С разбавлением раствора степень диссоциации
слабого электролита растет, Кд = const
Разбавление водой увеличивает количество
диссоциированных молекул т.к. при этом на одну
молекулу растворенного вещества увеличивается
число
полярных
молекул
растворителя,
оказывающих
ионизирующие
действие,
т.е.
степень диссоциации при разбавлении возрастает.
Диссоциация
слабых электролитов
Пользуясь
константой
разбавления
диссоциации
Оствальда,
можно
и
законом
определять
равновесные концентрации ионов в растворах слабых
электролитов
диссоциации.
и
степень
электролитической
Кислоты
Кислоты (по Аррениусу) — вещества, образующие при
диссоциации в водных растворах катионы H+.
СИЛЬНЫЕ
HCl, HBr, HI,
НNO3, HClO4, HBrO3,
HМnO4, H2SO4 и др.
СЛАБЫЕ
CH3COOH, H2C2O4, HCOOH
HF, H2S, HCN,
H2CO3, HClO, H2SO3,
НNO2, H2SiO3, H3BO3 и др.
Кислоты
Силу кислот можно приближенно оценить по правилу
Полинга: если представить формулу оксокислоты в
общем виде — НnЭОm, то по разности (m – n)
можно оценить силу кислоты
у какой кислоты эта разность больше та кислота и
сильнее:
m – n = 0 — кислота очень слабая, например НСlO
m – n = 1 — кислота слабая, например НСlO2
m – n = 2 — кислота сильная, например НСlO3
m – n = 3 — кислота очень сильная, например НСlO4.
Основания
Основания(по Аррениусу) — вещества, образующие при
диссоциации в водных растворах анионы OH -.
СИЛЬНЫЕ
Растворимые гидроксиды всех щелочных и щелочно-земельных
металлов: LiOH, KOH, NaOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2 и др.
СЛАБЫЕ
Гидроксиды остальных металлов: Cu(OH)2, (Cr(OH)3, Fe(OH)2
Fe(OH)3, Al(OH)3 и др.
Растворимый NH4OH
Амины: (CH3)2NH2OH, C6H5NH3OH и др. )
Диссоциация кислот
Пример
5.1
В растворах кислот H2S и HBr одинаковой концентрации
содержание ионов водорода:
1. одинаково
2. больше в растворе HBr
3. меньше в растворе HBr
4. в растворе H2S в 2 раза больше
Диссоциация электролитов
Пример 5.1
Решение.
Сильная кислота – HBr, слабая – H2S.
Диссоциация электролитов
5.2.1. Среди перечисленных ниже веществ слабым основанием не является:
А) NH4OH;
Б) Fe(OH)2;
В) Cu(OH)2;
Г) Ba(OH)2.
5.2.2. Максимальная концентрация ионов F– наблюдается в 0,001М
растворе:
А) AgF;
Б) ZnF2;
В) HF;
Г) Na3[FeF6].
5.2.3. Чему равна степень диссоциации электролита HBrO в растворе с
С = 0,01 моль/л, если Kд = 2,5 
10–9?
Kд

А) 2,5 
10–7;
C
Б) 2,5 
10–5;
В) 5,0 
10–4;
Г) 5,0 
10–5.
Диссоциация воды
Молекулы воды очень прочны, но все же очень
небольшая часть их диссоциирует на ионы.
Из каждого миллиарда молекул воды при обычной
температуре диссоциированы всего лишь только
2 молекулы.
Равновесный процесс диссоциации воды
характеризуется константой равновесия, называемой
константой ионного произведения воды (КВ):
Диссоциация воды
Свободный протон Н+ — ядро атома водорода, — конечно,
не может существовать в водной среде: ион водорода
немедленно присоединяется к молекуле воды и образует ион
гидроксония Н3О+.
Диссоциация воды
Диссоциация воды
Диссоциация воды
Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов, а
соответственно водородный и гидроксильный показатели
в воде и водных растворах кислот и оснований
взаимосвязаны.
Это обусловлено способностью воды диссоциировать
обратимо, как слабый электролит.
рН + рОН = 14
рН - водородный показатель
рОН - гидроксильный показатель
Расчет рН водных растворов
Расчет рН водных растворов
Пример 5.3
Решение.
Расчет рН
водных растворов
Пример 5.3
Решение.
Расчет рН водных растворов
Пример 5.4
Раствор бромоводородной кислоты имеет рН = 2.
Концентрация кислоты в растворе при 100% диссоциации
равна ______моль/л
1. 0,1
2. 0,01
3. 0,001
4. 0,2
Решение.
Химические реакции
между ионами в водном растворе
Согласно теории электролитической диссоциации, все
реакции в водных растворах электролитов являются
реакциями между ионами. Такие реакции принято записывать
в виде ионных уравнений.
При составлении ионно-молекулярных уравнений
реакций следует помнить:
малорастворимые, малодиссоциирующие и газообразные
вещества записывают в виде молекул;
 растворимые сильные электролиты, как полностью
диссоциированные, записывают в виде ионов;
 сумма электрических зарядов ионов левой части уравнения
должна быть равна сумме электрических зарядов правой
части.
Химические реакции
между ионами в водном растворе
В молекулярной форме в реакции участвуют:
слабые кислоты, слабые основания (независимо от их
растворимости)
малорастворимые соли
В ионной форме в реакции участвуют:
Сильные кислоты, сильные основания и растворимые соли
(средние, кислые и основные)
Химические реакции
между ионами в водном растворе
Соли
Средние соли – диссоциируют сразу на все
составляющие ионы:
ZnCl2 → Zn2+ + 2Cl–
кислые (KHCO3, Na2HPO4, NaHS и др.)
основные (ZnOHCl, Al(OH)2NO3, CrOHSO4 и др.)
диссоциируют в водных растворах как сильные
электролиты по первой ступени:
NaHS → Na+ + HS–
ZnOHCl → ZnOH+ + Cl– .
В ионно-молекулярных уравнениях кислые и основные
соли записываются в виде ионов, которые образуются в
результате диссоциации по первой ступени.
Химические реакции
между ионами в водном растворе
Обратите внимание!
Реакции идут в прямом направлении до конца (практически
необратимы), если в реакции образуется:
неэлектролит (слабый электролит, в том числе H2O);
малорастворимое соединение;
газообразное вещество.
Реакции не идут, если в них не образуется ни одно из
вышеперечисленных веществ.
Реакции обратимы, если среди исходных веществ, а также и
среди продуктов есть или малодиссоциирующие, или
малорастворимые, или газообразные вещества.
Химические реакции
между ионами в водном растворе
Пример 5.5
Необратимые реакций:
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
МЕЖДУ ИОНАМИ В ВОДНОМ РАСТВОРЕ
Пример 5.6
Обратимые реакций:
1.
2.
3.
Гидролиз солей
Гидролизом называют обменную реакцию между водой и
растворенными в ней солями, в результате которой образуются
малорастворимые или малодиссоциированные соединения
(кислоты, основания, кислые или основные соли).
Основным условием протекания гидролиза является наличие в
составе соли хотя бы одного иона слабого электролита (аниона
слабой кислоты или катиона слабого основания).
В чистой воде концентрации H+ и OH– одинаковы
(H2O ⇄ H+ + + OH–) и среда нейтральная.
При растворении же в ней соли, содержащей ион слабого
электролита, часть H+ или OH– связываются с этим ионом.
Поэтому концентрация несвязанных ионов H+ и OH– перестает
быть одинаковой, в результате чего характер среды изменится.
Гидролиз солей
По характеру взаимодействия с водой соли делят на
следующие группы:
1) соли, образованные сильным основанием и сильной
кислотой (NaCl, K2SO4, LiNO3 и т.д.)
2) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой
(Na2CO3, K2SiO3, Li2S и т.д.);
3) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой
(FeCl3, Cr(NO3)3, Al2(SO4)3 и т.д;
4) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой
(ZnCO3, MgSiO3, Al2S3 и т.д.).
Каждая группа солей имеет общий механизм взаимодействия с
водой.
В большинстве случаев гидролиз солей – это обратимая
реакция.
Гидролиз солей
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой
(NaCl, K2SO4, LiNO3 и т.д.)
Допустим обменное взаимодействие соли с водой:
NaCl + H2O ⇄ NaOH + HCl
или
Na+ + Cl– + H2O ⇄ Na+ + OH– + H+ + Cl–,
т.е. в этой системе единственным слабым электролитом
является вода и равновесие реакции смещено в сторону ее
образования:
H2O ⇄ H+ + OH–.
Ионы H+ и OH– количественно уравновешены, т.е. изменения
характера среды нет, pH = 7.
Соли, образованные сильным основанием и сильной
кислотой, гидролизу не подвергаются. Кислотность
таких растворов соответствует нейтральной среде
(pH = 7).
Гидролиз солей
Гидролизу по аниону
подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным
основанием.
Если слабая кислота – одноосновная, то гидролиз протекает
следующим образом:
диссоциация соли CH3COOK  CH3COO– + K+
Полная и краткая ионно-молекулярные уравнения реакции
гидролиза:
CH3COO– + K+ + HOH ⇄ CH3COOH + K+ + OH–, pH > 7;
CH3COO– + HOH ⇄ CH3COOH + OH–, pH > 7;
молекулярное уравнение реакции гидролиза:
CH3COOK + H2O ⇄ CH3COOH + KOH, pH > 7;
Поскольку анион слабой кислоты связывает катион водорода,
смещение равновесия диссоциации воды приведет к щелочной
реакции среды раствора: pH>7 .
Гидролиз солей
Гидролиз по аниону
Гидролиз солей
Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные
сильной кислотой и слабым основанием.
В результате гидролиза по катиону ион слабого
основания (заряд положительный) связывает ионы OH – и
среда раствора становится кислой (pH < 7).
Гидролиз солей
Гидролиз по катиону
В растворах солей, содержащих многозарядный катион
слабого основания, гидролиз идет ступенчато.
Обратите внимание!
Гидролиз солей, образованных 1-, 2-, 3-валентными
катионами, при обычных условиях идет в достаточной мере
только по первой ступени, а по второй и третьей – в
очень незначительной мере, поэтому записывают только
первую ступень гидролиза. Среда в результате гидролиза по
катиону приобретает кислый характер (pH < 7).
Гидролиз солей
Пример 5.7
Напишите уравнения реакции гидролиза соли CuSO4 (в
молекулярной и ионно-молекулярной формах).
Решение.
Пойдет гидролиз по катиону и в основном только по 1-й
ступени при комнатной температуре:
Cu2+ + HOH ⇄ CuOH+ + H+;
молекулярная форма уравнения реакции гидролиза CuSO4:
2CuSO4 + 2H2O ⇄ (CuOH)2SO4 + H2SO4, pH < 7.
Гидролиз солей
5.8.1. Гидролизу по аниону подвергаются при растворении вещества…..
A. SO3
B. Na2S
C. KHSiO3
D. NaF
E. KClO4
F. KCl 5.8.2. Щелочная среда (pH > 7) возникает в растворах веществ…….
A. HNO2
B. CuCl2
C. K2CO3
D. Ba(OH)2
E. NaNO3
F. Na2HPO4
Растворы
Общие свойства
растворов
(Коллигативные свойства
растворов)
Зависят только от концентрации
частиц в растворе и не зависят
от химической природы частиц
(молекулы, ионы, ассоциаты)
Осмос
Осмос (от греч. ὄσμος
«толчок, давление») —
самопроизвольный
переход растворителя в
раствор, отделенный от
него полупроницаемой
перегородкой
(мембраной )
Мембрана
полупроницаемая, если
она высокопроницаема
только для некоторых
веществ, в частности, для
растворителя.
Осмос
Осмотическое давление равно
давлению, которое следует
приложить к более
концентрированному раствору
для предотвращения переноса
растворителя.
Схема осмометра:
1 — вода
2 — раствор
3 — полупроницаемая мембрана
Осмос
= СRТ - закон Вант-Гоффа - неэлектролиты
= i СRТ - закон Вант-Гоффа - электролиты
i - изотонический коэффициент
Изотонические растворы - растворы, имеющие
одинаковые значения 
.
NaCl
BaCl2
LnCl3
ThCl4
i
1,92
2,83
3,75
4,58
∑ν
2
3
4
5
Осмос в жизни
 Питание клеток крови (мембрана
пропускает кислород и воду и не
пропускает белковые молекулы)
 Водный баланс клеток
растительного и животного
происхождения. Обмен веществ в
клетках (питание)
 За счет регулировки осмоса
происходит движения усов
лазающих растений.
 Получение, очистка и исследование
полимерных материалов
 Фильтрация воды (обратный осмос)
 Устранение зубной боли
Обратный осмос
Обратный осмос — переход молекул растворителя
из раствора с большей концентрацией в раствор с
меньшей концентрацией под воздействием
внешнего давления (p > π)
p>π
C2>C1
H2O
Осмос, осмотическое давление
и его биологическая роль
Осмос
Пример 5.9 Рассчитайте концентрацию NaCl
в растворе, изотоничном крови при T= 25 OС.
Осмотическое давление крови π = 7,7 атм.
R=0,082 л*атм/К*моль
Решение: NaCl - электролит, i=1,92 (или ≈ 2,0)
π (кровь) = π(NaCl) = iCRT → C(NaCl)= π/iRT
C(NaCl) = 0,164 моль/л
Криоскопические и
эбулиоскопические свойства
Раствор кипит при более высокой температуре ,
а замерзает при более низкой
Криоскопические и
эбулиоскопические свойства
 Tзам  K кр C
 Tкип
эксп
m
2
зам
RT
, K кр 
1000 H пл
2
RT
кип
 K эб Cmэксп , K эб 
1000 H пар
Сm – моляльная концентрация
[Сm ] = моль в-ва/1000г растворителя
Криоскопические и
эбулиоскопические свойства
Эбулиоскопические и криоскопические
свойства некоторых растворителей
Растворитель
Вода
373,15
0,52
273,15
1,86
Бензол
353,25
2,60
278,66
5,07
Тетрахлорметан 349,90
5,02
250,15
29,8
Общие свойства растворов
Общие свойства растворов
Пример 5.10
1.Где больше осмотическое давление воды: в почве или в
листьях растений?
2.Почему нельзя утолить жажду морской водой?
3.Почему глаза режет в пресной воде , а в морской нет?
4.Во сколько раз различаются концентрации изотоничных
растворов хлорида натрия и глюкозы?
ХИМИЯ
Лекция 05
Домашнее задание
Химические равновесия в водных растворах. Диссоциация
воды, слабых кислот и оснований. Общие свойства
растворов
Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент,
кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ
Домашнее задание 5.1
5.1.1. Самая сильная кислота ……
1. HBrO3
2. HBrO2
3. HBrO4
4. HBrO
5.1.2. Сильными электролитами являются ……
1. HClO
2. KClO2
3. NH4OH
4. NH4Cl
5. Sr(OH)2
Домашнее задание 5.2
5.2.1. В растворе KOH с концентрацией 10–4 моль/л
рН равен ______.
1.4
2.10
3.14
4.8
5.2.2. В растворе Ba(OH)2 с концентрацией 0,005 моль/л
рН равен ______.
1. 2,3
2. 12
3. 11,7
4. 8
Домашнее задание 5.3
При одинаковой молярной концентрации веществ большее
значение рН имеет раствор …...
1. H2SO4,
2. HCl,
3 HClO4
4. HF
Домашнее задание 5.4
Пример 5.4.1. Опишите молекулярными и ионно-молекулярными
уравнениями реакции, протекающие в водных растворах между
следующими веществами:
1. K2C2O4 и Pb(NO3)2 3. CaCO3 и HCl
2. CuSO4 и NaOH
4. Fe(OH)3 и H2SO4
5. Na2CO3 и H2SO4 6. CuSO4 и 4NH3 Пример 5.4.2. Раствор уксусной кислоты CH3COOH и раствор
гидроксида аммония NH4OH слабо проводят электрический ток.
Изменится ли электропроводность при смешивании этих растворов?
Домашнее задание 5.5
5.5.1. Какие группы веществ при растворении дают
кислую среду, рН < 7?
K2SO4 ; Cr2(SO4)3;
Na2HPO4
HClO4 ; FeCl3;
NaH2PO4
LiOH;
CsI ;
CH3COOH; CH3COONa
Cr2(SO4)3;
Pb(NO3)2;
K CO
Fe(NO )
2 рН
3 будет самым
3 3
5.5.2. В растворе какой соли
большим?
СН3СООК, KClO, КNO2, KCN
5.5.3. Напишите уравнения реакций, протекающих при
смешивании растворов
и
Домашнее задание 5.6
5.6.1 Изотонический коэффициент в предельно разбавленном
растворе сильного электролита АВ
1. больше единицы
2. меньше единицы
3. равен единице
4. равен двум
5.6.2 Изотонический коэффициент в растворе ассоциата (АВ) 2
1. больше единицы
2. меньше единицы
3. равен единице
4. равен 0,5
5.6.3 Гипотоническим по отношению к 0,1% раствору глюкозы
является 0,1% раствор:
1. глицерина
2. сахарозы
3. этанола
4.этиленгликоля
Домашнее задание 5.7
Рассчитайте молекулярную массу вещества В, если известно,
что раствор, содержащий 60 г В в 1 л не проводит
электрический ток и оказывает осмотическое давление равное
4,31·105 Па при 25 οС.
Домашнее задание 5.8
20%
раствор
внутривенного
организма.
глюкозы
используется
вливания
Такой
же
с
целью
раствор
в
медицине
улучшения
глюкозы
для
питания
используют
в
офтальмологической практике для снятия отеков роговицы
глаз.
1) Объясните различное действие одного и того же раствора на
разные ткани организма.
2) Можно ли заменить раствор глюкозы на 20% раствор
сахарозы в обоих случаях?
Общие свойства растворов
Пример 5.10
1.Где больше осмотическое давление воды: в почве или в
листьях растений?
2.Почему нельзя утолить жажду морской водой?
3.Почему глаза режет в пресной воде , а в морской нет?
4.Во сколько раз различаются концентрации изотоничных
растворов хлорида натрия и глюкозы?
Лекция закончена