Химия (стр. 12 )

Пример 24. Какую массу NaCl следует растворить в 300 мл воды для получения 10%-ного раствора NaCl?

Решение. Масса 300 мл воды равна 300 г и составляет 90% массы раствора, а масса NaCl – 10% массы раствора или:

m(NaCl) = = 33,3 (г)

Диссоциация сильных электролитов

Многие свойства растворов, такие как электрическая проводимость, температура кипения и замерзания, давление насыщенного пара и др. зависят как от концентрации раствора, т. е. числа растворенных в нем частиц, так и от взаимного влияния этих частиц друг на друга. Степень взаимодействия частиц в растворе тем выше, чем больше плотность их зарядов и чем меньше среднее расстояние между ними.

В растворах слабых электролитов взаимодействие ионов друг с другом относительно невелико вследствие их незначительной концентрации.

В растворах сильных электролитов вследствие их полной диссоциации концентрация ионов велика, поэтому свойства таких растворов будут зависеть от степени взаимодействия ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворителя. Для учета взаимодействия между ионами в растворе вводится понятие активность – кажущаяся концентрация ионов, проявляющаяся в их взаимодействии: a = f×C ( f – коэффициент активности).

Если f = 1, то ионы свободны и не взаимодействуют между собой (а = С).

Если f < 1, то ионы взаимодействуют (а < С). Чем меньше коэффициент активности, тем больше взаимодействие между ионами.

Коэффициент активности зависит от общей концентрации ионов в растворе (ионной силы раствора):

m = ½ S Ci Zi2,

где m - ионная сила раствора; Ci – концентрации ионов в растворе; Zi – заряды ионов.

Математически зависимость коэффициента активности f от ионной силы раствора m и заряда иона Z записывается с помощью уравнения Дебая-Хюккеля:

Примеры решения задач

Пример 25. Рассчитайте ионную силу раствора, содержащего 0.02 моль/л CaCl2 и 0.05 моль/л Na2SO4.

Решение. Так как растворимые соли представляют собой сильные электролиты, то в растворе они полностью диссоциированы на ионы: CaCl2 ® Ca2+ + 2Cl–

Na2SO4 ® 2Na+ + SO42–

[Ca2+] = C(CaCl2) = 0.02 моль/л;

[Cl–] = 2C(CaCl2) = 0.04 мольт/л;

[Na+] = 2C(Na2SO4) = 0.1 моль/л;

[SO42–] = C(Na2SO4) = 0.05 моль/л.

m=1/2{[Ca2+]×Z2(Ca2+)+[Cl–]×Z2(Cl–)+[Na+]×Z2(Na+)+[SO42–]×Z2(SO42–)}

моль/л.

Диссоциация слабых электролитов

При диссоциации слабого бинарного электролита в растворе устанавливается равновесие.

CH3COOH CH3COO - + H+

При этом, если начальная концентрация электролита равна С, а степень диссоциации a, то

[CH3COO-] = [H+] = aC

[CH3COO-] = C - aC

для a<<1 K=ca2 и

Приведенное уравнение выражает закон разбавления Оствальда, согласно которому степень диссоциации слабого электролита растет с разбавлением раствора.

Добавление в раствор слабых электролитов одноименных ионов вызывает смещение равновесия реакции диссоциации в сторону ее уменьшения (эффект одноименного иона).

Электролитическая диссоциация воды

Процесс ионизации воды протекает по уравнению:

Н2О Н+ + ОН-- + 55,90 кДж/моль.

Константа равновесия процесса диссоциации воды можно записать в виде:

Концентрация молекул воды – постоянная величина, которую можно рассчитать по уравнению:

[H2O]= n(H2O)/1л = 10000,9971/18,015 = 55,5 моль/л,

где 0,9971г/мл - плотность воды, 18,015 г/моль -молярная масса воды.

Объединяя две постоянные величины в одной части уравнения, получим:

K[H2O] = 1,8×10-16 × 55,5 = 10-14 = [H+] × [OH-] = KH2O – ионное произведение воды.

Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры:

t,°C	10	22	30	100
KH2O	0,4×10-14	1,0×10-14	1,9×10-14	74×10-14

В нейтральном растворе концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны: [H+] = [OH-] = = 10-7 моль/л.

В кислом растворе [Н+] > [OH-]; [H+] >10-7 моль/л.

В щелочном растворе [H+] < [OH-]; [H+]< 10-7 моль/л.

Зная концентрацию одного из ионов, например [Н+] и ионное произведение воды, можно рассчитать концентрацию ионов [OH-] и, наоборот.

Пользоваться в расчетах такими малыми величинами концентраций ионов( 10-9, 10-13 моль/л и т. д.) неудобно, поэтому используют их отрицательные десятичные логарифмы. Отрицательный логарифм концентрации ионов водорода (или отрицательный логарифм активности ионов водорода) называют водородным показателем, рН:

рН = –lg[H+]

Зная, что [H+] × [OH-]= 10-14, получим: рН + рОН = 14

В нейтральном растворе при 22оС рН = рОН = 7.

В кислом растворе рН < 7.

В щелочном растворе рН > 7.

Кислотно-основные индикаторы – это вещества, меняющее окраску в определенной области значения ph раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты или основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

Область перехода окраски некоторых индикаторов

Индикатор	Цвет	Область перехода окраски, рН
кислотная форма	щелочная форма
Метилоранж	красный	желтый	3,2 – 4,5
Фенолфталеин	бесцветный.	красный	8,2 – 10,0
Лакмус	красный	синий	6,0 –9,0

Буферные растворы

Буферные растворы используют для поддержания постоянной величины рН в исследуемом растворе при добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты, сильного основания или при разбавления раствора.

В качестве буферных растворов обычно используют смеси растворов слабых кислот или слабых оснований и их солей или смеси солей многоосновных кислот различной степени замещения. В таблице приведены примеры наиболее часто используемых буферных растворов и величины рН, которые они поддерживают:

Состав буферного раствора	Название буфера	рН
Смесь СН3СООН и СН3СООNа	Ацетатный буфер	4,7
Смесь NаН2РО4 и Nа2НРО4	Фосфатный буфер	6,5
Смесь NН4ОН и NН4С1	Аммиачный буфер	9,25

Буферная система может связывать как ионы Н+, так и ОН - приливаемых сильных кислот и оснований в слабые электролиты, незначительно изменяя величину рН раствора.

Пример: Ацетатный буферный раствор содержит смесь CH3COOH и CH3COONa. Диссоциация слабого электролита – уксусной кислоты – отражается уравнением реакции: CH3COOH CH3COO + H+ и описывается константой равновесия:

Ka= = 1.8 10

При добавлении ацетата натрия концентрация ионов CH3COO возрастает и определяется концентрацией соли: [CH3COO]Cс. Диссоциация слабого электролита уменьшается за счет введения одноименного иона, поэтому [CH3COOH]Cк, где Cк – концентрация кислоты.

Ka= ;

[H+] = Ka;

pH = –lg[H+] = pKa – lg (),

где pKa = - lg Ka.

Таким образом, рН буферных растворов не зависит от концентраций компонентов, а определяется их отношением.