Тема: «растворы электролитов. Слабые электролиты

Задача.

В каком направлении произойдет смещение химического равновесия системы: N_2(г) + 3H_2(г) 2NH_3(г), ΔΗ‹ 0 – (реакция экзотермическая).

Реакция идет в прямом Реакция идет в обратном

направлении направлении

если понизить температуру t⁰С, если повысить t⁰C

увеличить давлние P уменьшить Р

увеличить концентрации увеличить

уменьшать т.е.отводить NH_3,

Задача. В гомогенной системе СО + Сl₂ COCl₂, равновесные концентрации Вычислите Кр и исходные концентрации.

.

В результате реакции образовалось 1,2 моля СОСl₂, учитывая коэффициенты в уравнении реакции, израсходовалось 1,2 моль/л СО и 1,2 моль/л Сl₂, а так как к моменту равновесия осталось 0,2 моль/л СО и 0,3 моль/л Сl₂, то

Рассматривая законы химической термодинамики, было установлено, что возможно протекание тех процессов, у которых ΔG⁰₂₉₈<0 (Р, Т = const), а т.к. при химическом равновесии идут обратимые процессы, то какой именно процесс будет преобладать, можно определить по изменению энергии Гиббса. Мы знаем, что равновесие зависит не только от концентрации, но и от температуры и давления (для газообразных систем).

Зависимость Кр_. от температуры при постоянном давлении связана с изменением ΔG⁰₂₉₈ уравнением:

ΔG⁰₂₉₈ = -2,3 RT lg Kр, если R = 8,31·10^-3 кДж/моль·К; T = 298 K ΔG⁰₂₉₈ = -5,7 lg Kр, кДж/моль.

Если lgKр > 0, т.е. Кр > 1, тогда ΔG⁰₂₉₈ < 0 равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Если lgKр < 0, т.е. Кр < 1, тогда ΔG⁰₂₉₈ > 0 равновесие смещается в сторону обратной реакции.

»

План

1.1. Определение понятия «электролиты»

2.2. Общие представления теории электролитической диссоциации

а) степень диссоциации (a)К_д

б) константа диссоциации (aК_д)

в) закон Оствальда

3.3. Электролитическая диссоциация воды

а) K_w – ионное произведение воды (K_w))

б) водородный показатель (рН)

в) индикаторы

4.4. Буферные растворы

5.5. Гидролиз

Литература

1.1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – 24-е изд., исправленное/ Под ред. В.А. Рабиновича. – Л.: Химия, 1985. – с. 225-249.

2. Общая химия. Под ред. Е.М. Соколовской, Г.Д. Вовченко, Л.С. Гузия. М., Изд-во Московского университета, 1980. – с. 239-247, с. 262-268.

3. Лучинский Г.П. Курс химии: Учебник для инженерно-технических (нехимических) вузов. – М.: Высшая школа, 1985. – с. 169-174.

Электролиты – это вещества, которые в растворе или расплаве распадаются на ионы.

Ионы – электрически заряженные частицы, способные к самостоятельному существованию в этих средах.

Электролитическая диссоциация – распад электролита на ионы под действием молекул растворителя.

Для количественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степени диссоциации ().

Степень диссоциации () – это отношение числа (или концентрации С) молекул распавшихся на ионы, к общему числу (или к концентрации С_исх) молекул растворенного электролита.

Электролиты (по заряду иона)

Таблица№12

Бинарные или симметричные (распадаются на 2 иона)	Несимметричные
1,1 валентные: NaCl à Na+ + Cl- KBr à K+ + Br-	1,2 валентные: K2SO4 à 2K+ + SO42-
2,2 валентные: MgSO4 à Mg2+ + SO42- ZnSO4 à Zn2+ + SO42-	2,1 валентные: MgCl2 à Mg2+ + 2Cl-

Электролиты (по степени диссоциации)

Таблица№13

Сильные	Слабые
Полностью распадаются на ионы. Обычно это соединения, кристаллическая решетка которых построена из ионов (галогениды щелочных и щелочноземельных металлов NaCl, CaBr2 и т.д.), водные растворы минеральных кислот HCl, HClO4.	Вещества частично распадаются на ионы. ¾ водные растворы NH4OH ¾ органические кислоты (уксусная кислота, пропионовая кислота) ¾ галогениды Hg(II)

Рассмотрим более подробно разбавленные растворы слабых электролитов. При изучении растворов слабых электролитов (кислот, оснований, солей) было обнаружено некоторое отклонение от законов Вант-Гоффа и Рауля, полученных для растворов неэлектролитов. Для растворов электролитов отмечались более высокие значения осмотического давления, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания по сравнению с растворами неэлектролитов.

Раствор слабого электролита в результате неполной диссоциации представляет собой смесь молекул электролита, ионов электролита, молекул растворителя, между которыми отсутствует взаимодействие.

Таким образом, отступление от законов Рауля и Вант-Гоффа обусловлено тем, что количество частиц в растворе электролита вследствие неполной диссоциации больше, чем в растворе неэлектролита. Вант Гофф для растворов электролитов ввел поправочный коэффициент (для неэлектролитов =1, для электролитов >1), который назвал изотоническим. Уравнения для электролитов выглядят следующим образом:

Взаимосвязь изотонического коэффициента () со степенью диссоциации () можно найти, используя следующие рассуждения.

Рассмотрим случай, когда молекула электролита распадается на ионов () со степенью диссоциации . Тогда количество ионов составляет: , а количество недиссоциированных молекул: .

Среднее число частиц, образующихся из одной молекулы можно записать:

,

,

.

Последнее уравнение позволяет вычислить степень диссоциации слабого электролита, если изотонический коэффициент определен экспериментально (например, по изменению температуры замерзания раствора).

Итак, слабый

электролит в растворе диссоциирует на ионы, например, уксусная кислота: СН₃СООН à СН₃СОО^- + Н⁺

Процесс, обратный диссоциации – рекомбинация ионов в молекулу:

СН₃СООН ß СН₃СОО^- + Н⁺

С течением времени устанавливается динамическое равновесие между молекулярной и ионной формами электролита в растворе:

СН₃СООН «СН₃СОО^- + Н⁺

характеризует это состояние:

Константа диссоциации – это константа равновесия (), отвечающая диссоциации слабого электролита.

зависит от: 1.Температуры

2. 2.Природы веществ, растворителя

2.

не зависит от:

1.Концентрации.

Ступенчатая диссоциация характерна, для слабых многоосновных кислот (например, Н₂СО₃):

a) Н₂СО₃ «Н⁺ + НСО₃^- I ступень

b) НСО₃^- «Н⁺ + СО₃^2- II ступень

^{________________________________________________________________________________________________}

Н₂СО₃ «2Н⁺ + СО₃^2-

Ступенчатая диссоциация для слабых многокислотных оснований:

Fe(OH)₃ «[Fe(OH)₂]⁺ + OH^- K_Д(I) I ступень

[Fe(OH)₂]⁺ «[FeOH]²⁺ + OH^- K_Д(II) II ступень [FeOH]²⁺ «Fe³⁺ + OH^- K_Д(III) III ступень

^{______________________________________________}

Fe(OH)₃ «Fe³⁺ + 3OH^- K_Д = К_Д(I) К_Д(II) К_Д(II

К_Д(I) > К_Д(II) > К_Д(III) (распад происходит в меньшей степени по последующим ступеням).

Взаимосвязь с (закон разведения Оствальда).

С_исх aС aС

Рассмотрим пример: СН₃СООН «СН₃СОО^- + Н⁺

С_исх – исходная концентрация уксусной кислоты СН₃СООН

aС – концентрация ионов

С_равн – равновесная концентрация уксусной кислоты

С_равн = С_исх – aС

Вывод:

1. 1.при разведении раствора, т.е. уменьшении С, a увеличивается (приближается к единице)

2. 2.при увеличении С, a – уменьшается (вероятность взаимной встречи ионов в растворе и их воссоединения в недиссоциированные молекулы увеличивается)