Главная страница Случайная страница
КАТЕГОРИИ:
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
Определение эквивалентов простых и сложных веществ
|
|
Эквивалент и эквивалентную массу элемента или простого вещества можно вы-числить исходя из мольной массы его атомов (M) и валентности (B) по формуле
| Э = | М | . | (2.5) | ||||||
| MAl | 27 | В | |||||||
| Например, ЭAl | = | = | = 9 г/моль, а | Э(Al)=1 3 М Al. | |||||
| B |
Понятия " эквивалент" и " эквивалентная масса" распространяются и на слож-ные вещества: кислоты, основания, соли. Выражения для расчета эквивалентных масс кислоты, основания, соли имеют вид:
| Э к − ты = Мк − ты / n н +; Э осн . = Мосн / n он−; Э соли = Мсоли / ВМе ⋅ n Ме, | (2.6) |
где Мк − ты, Мосн, Мсоли — мольные массы соответственно кислоты, основа-ния, соли;
nн+ — число атомов водорода, замещенных в данной реакции; nон− — число вступающих в реакцию гидроксильных групп; ВМе — валентность металла;
nМе — число атомов металла в молекуле соли.
(!) Нормальная концентрация раствора записывается следующим образом:
Сн (НCl) = 0, 1 моль/л. Обозначение 0, 1 н НСl равноценно предыдущей записи.
Пример расчета. Вычислите: а)массовую долю(в процентах); б)молярную(Cм); в) нормальную (Cн) концентрации раствора Н3РО4, полученного при рас-творении 18 г кислоты в 282 см3 воды, если плотность его 1, 031 г/см3.
Решение: а)так как массу282см3воды можно принять равной282г, то массаполученного раствора равна 18+282=300 г. Используя уравнение (2.1), получаем:
ω =30018⋅ 100=6%;
б) так как плотность раствора равна 1, 031 г/cм3, то масса 1 л раствора равна 1031 г. Отсюда находим массу кислоты в литре раствора:
1031 300 = 18 x, x = 1031⋅ 18/300 = 61, 86г.
Молярность раствора получим делением числа граммов в 1 л раствора на мольную массу Н3РО4 (97, 99 г/моль): СМ = 61, 86/97, 99 = 0, 63 моль/л;
в) нормальность раствора получим делением числа граммов в 1 литре рас-твора на эквивалентную массу Н3РО4 (ЭH 3 PO4 = M / nн+ = 97, 99 / 3=32, 66 г/моль):
Cн = 61, 86 / 32, 66 = 1, 89 моль/л.
Примечание. При пересчете нормальной концентрации на молярную одногои того же раствора (и наоборот) следует помнить, что эти способы выражения концентрации либо равны (например, одноосновные кислоты), либо молярная концентрация меньше нормальной во столько раз, во сколько молярная масса вещества больше эквивалентной массы.
• Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
Количественно процесс диссоциации электролитов характеризуется степе-нью электролитической диссоциации.
Отношение числа молекул (N), распавшихся на ионы, к общему числу рас-творенных молекул (No) называется степенью диссоциации (α):
| α = | N | , | (2.7) | |
| N0 |
где α выражают в долях единицы или процентах.
Численное значение степени диссоциации зависит от природы растворенного вещества (характер связей, поляризующее действие катиона), от темпeратуры, концентрации раствора, увеличиваясь с его разбавлением. По значению (α) элек-тролиты условно делят на сильные (α → 1) и слабые (α 1).
К сильным электролитам принадлежат хорошо растворимые соли, кислоты:
галогеноводородные (кроме НF), H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4, HMnO4, H2CrO4,,
растворимые основания щелочных и щелочноземельных металлов – NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Сильные электролиты диссоциируют необратимо, например,
H2SO4 → 2H+ +SO24− .
К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты, некото-
рые минеральные кислоты (H2CO3, H2S, HCN, HF, HClO, HNO2, H2SO3, H3PO4,...),
многие основания металлов, NH4OH и вода.
Процесс диссоциации слабых электролитов протекает обратимо, например,
NH4 OH NH+4 + OH− .
• Растворы сильных электролитов
Количественная теория сильных электролитов исходит из допущения пол-ной диссоциации электролита на ионы. Вследствие высокой концентрации заря-женных частиц в растворе, в значительной степени проявляются силы межион-ного взаимодействия. Поэтому фактическая, или активная концентрация ионов уменьшается, и все свойства растворов, зависящие от концентрации, проявляют-ся так, как если бы количество ионов было меньше, чем их в действительности образуется при полной диссоциации сильного электролита. Количественной ха-рактеристикой межионного взаимодействия в растворах сильных электролитов является коэффициент активности — f. Аналитическая (истинная) концентрация катионов(С+) и анионов(С–) связана с их активной концентрацией (активностью) а± соотношением
| a ± = f ± C ±. | (2.8) |
Приближенно коэффициенты активности ионов можно вычислить по формуле
| lg f ± = − 0, 5Z 2 | J, | (2.9) | ||||||
| где Z — заряд ионов; J — ионная сила раствора электролита, вычисляемая по | ||||||||
| формуле | ||||||||
| J = | 1 | n | C | Z | , | (2.10) | ||
| ∑ i=1 | ||||||||
| i | i | |||||||
| где Ci—концентрация ионов, моль/л, Zi — заряд ионов. | ||||||||
| В концентрированных растворах сильных электролитов f | 1; в разбавлен- |
ных — f → 1, поэтому для разбавленных растворов сильных электролитов до-пускается а± = C±.
В общем случае концентрация ионов в растворе может быть определена по формуле
| C ± = n ⋅ α ⋅ CM. | (2.11) |
где n — число ионов данного вида, на которое распадается одна молекула вещества при диссоциации.
(!) Выполняя расчеты с использованием данной формулы, следует обя-зательно помнить, что она позволяет рассчитать молярную концентрацию ионов самого вещества, растворенного в воде.
Примечание. Определяемая на опыте величина α для сильных электролитов является лишь " кажущейся". Например, если из измерений для какого-то элек-тролита α = 0, 7, то все молекулы этого электролита диссоциированы на ионы, но свободны лишь 70% процентов ионов, остальные 30% ионов «связаны» электро-статическими взаимодействиями. Истинная степень диссоциации для сильных электролитов составляет 100%. Поэтому, если в условии задачи не указана сте-пень диссоциации сильных электролитов, ее следует принимать равной 1.
• Равновесие в растворах слабых электролитов
Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссо-циации (КД). Процесс диссоциации слабого электролита протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Рассмот-рим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита АpBq
| A p Bq | pA + + qB− | (2.1) | |||||
| Константа равновесия KC этой реакции и есть KД | |||||||
| K C = K Ä | = | C p | + Cq | − | , | ||
| A | B | (2.2) | |||||
| CApBq | |||||||
где CA+, CB− — концентрация ионов в растворе электролита, моль/л; CApBq — концентрация недиссоциированных молекул, моль/л.
Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества, растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора. Она характе-ризует способность электролита распадаться на ионы в данном растворителе. Чем больше способность электролита к диссоциации, тем больше значение Кд.
Для сравнения силы слабых электролитов необходимо использовать спра-вочные таблицы, в которых приведены значения КД (таблица 1 приложения):
| HClO | H+ + С lO- | KД | = | CH + С ClO- | = 5, 0 ⋅ 10− 8; | |||
| CHClO | ||||||||
| HCN | H+ + CN- | KД | = | CH + CCN- | = 7, 9 ⋅ 10− 10. | |||
| CHCN | ||||||||
Из сопоставления значений КД перечисленных электролитов следует, что
хлорноватистая кислота (КД HClO = 5, 0·10-8) сильнее синильной (КД HCN = 7, 9·10-10). Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным при определенных условиях. Основным фактором, по-зволяющим смещать положение равновесия в растворах слабых электролитов, является изменение концентрации ионов. В соответствии с принципом Ле-Шателье введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) смещает равновесие в сторону
недиссоциированных молекул, степень диссоциации уменьшается..
Для многоосновных кислот и многокислотных оснований характерна ступен-чатая диссоциация с отрывом одного иона H+ или OH- на каждой ступени:
| а) | H2 CO3 | H+ + HCO3− , | б) | Cu(OH)2 | CuOH+ + OH− , | |
| HCO3− | H+ + CO32− , | CuOH+ | Cu2+ + OH− . | |||
Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации слабого электролита связана со степенью диссоциации соотношением:
| K Д | = | α | 2C | M | , | (2.3) | |
| − α |
где CМ — молярная концентрация раствора, моль/л.
Для слабых электролитов, имеющих незначительные величины степени дис-социации (α 1) это выражение упрощается: K Д ≈ α 2CM
Из данных соотношений следует:
| α =KД/ CM. | (2.4) |
Это позволяет заключить, что степень диссоциации слабого электролита уве-личивается при его разбавлении, то есть уменьшении начальной концентрации.
Для слабых электролитов, диссоциирующих ступенчато, n=1, по-этому концентрация ионов в растворе с учетом выражения (2.15) опре-деляется по формуле
| С± = α СM = КД СМ, моль л. | (2.16) |
•Ионное произведение воды. Водородный показатель (pH)
Вода, являясь слабым электролитом, участвует в кислотно-основном рав-новесии растворенных в ней электролитов. Процесс электролитической диссо-циации воды в соответствии с уравнением
| H2OH+ + OH− | С Н + СОН− | |||||
| количественно характеризуется константой равновесия КД | = | . | ||||
| Н 2 | ||||||
| О | СН 2 О | |||||
Численное значение КДН 2 О при 298 К определено экспериментально по
данным электропроводности воды и равно 1, 86·10-16. Равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды СН 2 О практически равна ее мольной кон-
центрации CH 2O = 55, 56 моль/л (1000 18) и является постоянной величиной.
Произведение двух постоянных КД и СН2О дает новую постоянную, назы-ваемую константой воды (КН 2 О) или ионным произведением воды:
| K H 2 O = K Д ⋅ C H 2O = C H + ⋅ C OH− = 1, 86 ⋅ 10 − 16 ⋅ 55, 56 = 10− 14. | (2.17) |
Величина ионного произведения воды ( КН2О=10− 14 ) остается постоян-
ной при неизменной температуре (298 К) не только в чистой воде, но и в любом водном растворе кислот, оснований и солей. Тогда
| К | Н | О | 10− 14 | КН | О | 10− 14 | |||||||||||||||||||||||
| СН+ = | = | ; | СОН− = | = | . | (2.18) | |||||||||||||||||||||||
| С ОН − | СОН− | С Н + | СН+ | ||||||||||||||||||||||||||
| В чистой воде C | H | + | = C | OH | − = | K | H 2O | =10− 7 | моль/л. | ||||||||||||||||||||
| Характер водной среды растворов оценивается концентрацией ионов | |||||||||||||||||||||||||||||
| водорода в этих средах. | В нейтральных средах | С | Н | + = С | ОН | − =10− 7 моль л. В | |||||||||||||||||||||||
| кислых – | С | Н | + | > 10− 7 моль л | , | достигая максимального значения 1 моль/л. В ще- | |||||||||||||||||||||||
| + < 10− 7 | |||||||||||||||||||||||||||||
| лочных – | С | Н | моль/л | при | минимальном | значении | 10-14 | моль/л. Более | |||||||||||||||||||||
удобна количественная характеристика среды раствора – водородный показатель.
| Водородный показатель(pH) | — отрицательный десятичный логарифм | ||||||||||||
| мольной концентрации ионов водорода в растворе | |||||||||||||
| pH=− lgCH+. | (2.19) | ||||||||||||
| Гидроксильный показатель(pOH)—отрицательный десятичный лога- | |||||||||||||
| рифм мольной концентрации гидроксид-ионов растворе | |||||||||||||
| pOH=− lgCOH−. | (2.20) | ||||||||||||
| Тогда при 298 К: pH = pOH = 7 – нейтральная среда; | 0 < pH < 7 – кислая среда; | ||||||||||||
| 7 < pH < 14 – щелочная среда. | |||||||||||||
| pH+pOH=14. | (2.21) | ||||||||||||
| Шкала pH и характер среды | |||||||||||||
| кислая среда | щелочная среда |