Метод интерполяции

Данный метод применяется в случае, если в справочной таблице не окажется числового значения плотности, соответствующего приготовленному раствору. Для расчета используют значения, ближайшие по величине к приготовленному раствору: строится график r = f(w %), значения r и w % необходимо взять из таблицы 2 и 3. Затем, используя полученное значение r _х пографику определяем значение w _х%.

1) Dr_табл. = r₂ - r₁

2) Dw_табл. = w₂ - w₁

3) Dr_х = r₂ - r_х

4) Dw_х можно найти из пропорции:

5) Dw_х = w₂ - w_х Þ w_х = w₂ - Dw_х

Литература.

1. Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2005.

2. Н.Л. Глинка. Общая химия. – М.: Интеграл – Пресс, 2001.

3. Н.Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл – Пресс, 2004.

Лабораторная работа № 3

Теория электролитической диссоциации.

Цель работы: изучение химических свойств различных видов электролитов в водных растворах.

Задачи: 1) рассмотреть реакции электролитов в свете теории электролитической диссоциации; 2) отметить особенности поведения амфотерных электролитов.

Реактивы и оборудование: 1) 2н. растворы HCl, CH₃COOH, NaOH или КОН, 2) 0,5н растворы NaCl, CaCl₂, NH₄Cl, ZnSO₄ или ZnCl₂, или Zn(NO₃)₂, KClO₃, 3) 0,1н раствор AgNO₃, 4) металлический цинк, 5) штативы с пробирками, 6) пробиркодержатель, 7) водяная баня, 8) пинцет.

Взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя (сольватация) имеет сложный характер и состоит из нескольких стадий, которые протекают одновременно или последовательно: молекулярная диссоциация, образование сольватов, ионизация и электролитическая диссоциация. В зависимости от типа растворяющихся веществ число стадий может изменяться.

В случае растворов неэлектролитов процесс сольватации останавливается на стадии образования сольватированной молекулы:

АВ + (n+m)S «AB(n+m)S,

где (n+m)S – (n+m) молекул растворителя S.

Поэтому в растворе отсутствуют ионы, и раствор не обладает ионной проводимостью.

Если образующийся сольват диссоциирует на сольватированные ионы:

AB(n+m)S «А^р+nS + B^q-mS,

то в растворе протекает электролитическая диссоциация и система относится к растворам электролитов.

Примеры:

Некоторые электролиты диссоциируют неполностью. Степень диссоциации – количественная характеристика электролитической диссоциации, показывает, какая доля молекул подверглась электролитической диссоциации

,

где N_i – число молекул растворенного вещества, распавшихся на ионы,

N – общее число молекул растворенного вещества

Сила электролита определяется степенью диссоциации.

Если a < 2 %, то электролит слабый.

Если 2% < a < 30%, то электролит средней силы.

Если a > 30 %, то сильный электролит.

Сильные электролиты:

- многие минеральные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HClO₃, HMnO₄;

- основания щелочных и щелочноземельных металлов;

- почти все растворимые соли (исключения: HgCl₂, CdCl₂, CdI₂, Fe(CNS)₃ и некоторые другие);

Слабые электролиты:

- некоторые минеральные кислоты: H₂CO₃, H₂S, H₂SO₃, HNO₂, HClO;

- органические кислоты;

- H₂O;

- NH₄OH, основания большинства металлов (кроме щелочных и щелочно-земельных).

Ортофосфорная кислота H₃PO₄ – электролит средней силы.

В растворах слабых электролитов часть молекул распадается на ионы, т.е. диссоциируют, а часть остается в неизменном виде, поэтому устанавливается динамическое равновесие, которое характеризуется константой равновесия

KtAn + (n+m)H₂O «Kt⁺ nH₂O + An^- mH₂O

Если в выражении константы равновесия сократить числитель и знаменатель на один и тот же множитель – (H₂O)^n+m, то мы получим выражение константы диссоциации данного электролита:

Из данного выражения следует, что К_дисс. будет иметь тем меньшее значение, чем меньше ионов в растворе, т.е. чем слабее электролит.

Константа диссоциации зависит от природы электролита, от природы растворителя, от температуры и не зависит от концентрации, поэтому является более общей характеристикой, чем степень диссоциации. Константа и степень диссоциации связаны между собой законом разбавления Оствальда:

где С_м – молярная концентрация электролита

Если a<<1, то

В растворах слабых электролитов взаимодействие ионов друг с другом относительно невелико из – за их незначительной концентрации. Сильные электролиты в растворах диссоциированы практически полностью

NaCl ® Na⁺ + Cl^-

Поэтому концентрация ионов велика, причем возможно взаимодействие ионов как друг с другом, так и с полярнвми молекулами растворителя. В связи с этим возникает эффект уменьшения числа ионов, участвующих в реакции. Для учета сил межионного и ион – дипольного взаимодействия вместо концентрации используют активность вещества

a = f C_M,

где f – коэффициент активности, выражает отклонение раствора с концентрацией С_м от поведения очень разбавленного раствора, в котором отсутствует межионное взаимодействие.

По теории электролитической диссоциации все реакции электролитов в водных растворах являются реакциями между ионами. Такие реакции представляют в виде ионных уравнений. При составлении ионных уравнений реакций каждое вещество записывается в той форме, которая для данного равновесного состояния в растворе является преобладающей.

В виде ионов изображают только сильные растворимые электролиты, все остальные вещества (малодиссоциированные, малорастворимые, газообразные, а также неэлектролиты) записываются в молекулярном виде. Знак ¯ при формуле вещества показывает, что это вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка, знак ­ - в виде газа.

Сумма зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме зарядов правой части.

Составление уравнений реакций электролитов рекомендуется выполнять в определенной последовательности:

1. Составить молекулярное уравнение.

2. Определить природу исходных и образующихся веществ (сильный и слабый электролит, растворимый или малорастворимый).

3. Переписать уравнение, изобразив каждое вещество в соответствующей форме (в виде ионов – сильные электролиты, в виде молекул - все остальные вещества).

4. Сравнить состав реагирующих и образующихся частиц, выявить одинаковые, следовательно, не принимающие участия в реакции, ионы.

5. Исключить одинаковые ионы, написать сокращенное ионно – молекулярное уравнение.

6. Сделать вывод о возможности необратимого протекания реакции. Необратимо протекают реакции в направлении наибольшего связывания ионов с образованием осадков, газов, слабых электролитов и комплексных ионов.

Если связывания ионов нет, то с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит, но при выпаривании раствора образуется смесь из исходных веществ и продуктов их обмена.