Закон разбавления Оствальда

Этот закон объединяет количественные характеристики  и К_равн..

Пусть для какого-то слабого электролита его частичная диссоциация запишется в виде

АВ  А + В,

[АВ] исходная = С, тогда перед растворением вещества [А] = [В] = 0.

После установления равновесия в растворе концентрации станут следующими. Берём величину степени диссоциации не в %, а в долях и тогда доля распавшихся на ионы молекул будет , а доля оставшихся целых молекул будет (1 - ), т.е. [АВ] оставшихся = С  (1 - ), тогда как [А] = [В] =   С.

.

Для очень слабых электролитов  << 1, тогда условно приравняем (1 - )  1, отсюда К_равн..= С  ² и следовательно

.

Из закона следует, что степень диссоциации вещества  будет возрастать при уменьшении С, т.е. при разбавлении раствора.

Для растворов сильных электролитов говорят о «кажущейся степени диссоциации». Каждый ион окружён ионной атмосферой из ионов противоположного заряда. Вместо понятия «концентрация» используют понятие «активность иона» (а) – это та условная концентрация, соответственно которой ион действует в химических реакциях.

а = f  c,

где f – коэффициент активности.

Если f  1, то а  c и этот факт говорит о слабом межионном взаимо-действии. Эффект имеет место в очень разбавленных растворах сильных электролитов.

Вопросы для закрепления материала:

1.Определить рН раствора серной кислоты, у которого С = 0,005 моль/л.

2.Величина рН желудочного сока больного = 3. Какой кислотности это соответствует - повышенной или пониженной?

Ионные уравнения. Амфотерность. Гидролиз солей Ионные уравнения

При их записи сильные электролиты пишут в виде ионов, а средние и слабые - в виде молекул. Краткие ионные уравнения дают хорошее представление о химизме реакции.

Пример 1:

НС1 + NaOH = NaCl + Н₂О;

Н⁺ + Сl^- + Na⁺ + ОН^- = Na⁺ + Сl^- + Н₂О;

Н⁺ + ОН^- = Н₂О.

Пример 2:

AgNO₃ + NaCl = AgCl_ + NaNO₃;

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Сl^- = AgCl + Na⁺ +NO₃^-;

Ag⁺+Cl^- = AgCl.

Пример 3:

N₂O₅ + 2KOH = 2KNO₃ + H₂O;

N₂O₅ + 2K⁺ + 2ОН^- = 2K⁺ + 2NO₃^- + H₂O;

N₂O₅+2OH^- = 2NO₃^- +H₂O.

Пример 4:

CaO + 2HC1 = CaCl₂ + H₂O;

CaO + 2H⁺ + 2C1^-= Ca²⁺ + 2Сl^- + H₂O;

CaO + 2H⁺=Ca²⁺+H₂O.

Амфотерность соединений

Амфотерные оксиды и основания проявляют кислотно-основную двойственность: не взаимодействуют с водой, но образуют соли как с сильными кислотами, так и со щелочами. Причем если в реакциях сплавления со щелочными оксидами, щелочами и карбонатами образуются средние соли, то в избытке растворов щелочей получается смесь солей: в основном гидроксокомплексы, но также и средние соли (мета- и орто-).

Пример 1:

а)

b)

c)

или

Пример 2:

а)

b)

или (в ионном виде писать не корректно).

Гидролиз солей

Гидролиз солей - взаимодействие ионов соли с молекулами воды, которое приводит к образованию слабого электролита и может изменить рН среды.

«Гидролиз» означает «разложение водой» и химизм этого процесса понятен при записи его в ионном виде.

Степень гидролиза (h) – количественная мера гидролиза солей:

.

h зависит от:

а)температуры (чем выше температура, тем h больше);

б)концентрации (при разбавлении раствора h возрастает);

в)от природы соли (чем слабее электролит, который соответствует гидролизующемуся иону, тем больше h). Важной количественной характеристикой гидролиза является константа гидролиза (К_гидр.)

Рассмотрим примеры гидролиза солей различного типа.

I. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

NH₄Cl + H₂O  NH₄OH + HC1;

NH₄⁺ + Сl^- + Н₂О  NH₄OH + Н⁺ + Cl^-;

NH₄⁺ + Н₂О  NH₄OH + H⁺ ; гидролиз идет по катиону, рН < 7.

Константа гидролиза .

.

2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

KCN + Н₂О  КОН + HCN

К⁺ + CN^- + Н₂O К⁺+ ОН^- + HCN

CN^- + Н₂О  ⁺+ ОН^- + HCN; гидролиз идет по аниону, рН > 7.

;

3.Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:

NH₄CN + H₂0  NH₄OH + HCN;

NH₄⁺ + CN^- + H₂O  NH₄OH + HCN гидролиз идет по катиону и аниону, рН  7.

; .

Если валентность иона, по которому идет гидролиз, больше I, то возможен ступенчатый процесс, причем по первой ступени он идет лучше всего. Получаются основные или кислые соли.

Для подавления гидролиза, т.е. для снижения величины h, при приготовлении растворов солей туда добавляют немного или соответствующей сильной кислоты (например НС1 – как для случая 1), или сильного основания (например КОН – пример 2, гидролиз соли КСN). По принципу Ле-Шателье равновесие в реакции гидролиза смещается влево, h уменьшается.

В химической лаборатории растворы солей (во избежание гидролиза) лучше хранить в виде концентрированных растворов и в прохладном месте.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какие из приведенных веществ являются амфолитами – ZnO, FeO, CrO₃, MnO, Al(OH)₃ ? Напишите для них молекулярные и ионные реакции взаимодействия с соляной кислотой и едким натром.

2.Какая из солей подвергается гидролизу – KCI или КСН₃СОО? Напишите молекулярное и ионное уравнения.