Учебное пособие для модульно-рейтинговой технологии обучения Бийск

Вид материала

Учебное пособие

Содержание Для кислот характерны следующие общие свойства 2.9 Слабые электролиты Слабые электролиты Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет С и его степень диссоциации α 2.9.2 Протолитическое равновесие в воде Водородный показатель 2.9.3 Кислотно-основные индикаторы

Подобный материал:

• Методические рекомендации по организации учебного процесса с использованием модульно-рейтинговой, 554.48kb.
• Я. В. Вакула Нефтегазовые технологии Учебное пособие, 2652.31kb.
• Учебное пособие «управление персоналом» для студентов заочного обучения специальности, 1516.37kb.
• М. Н. Машкин Информационные технологии Учебное пособие, 2701.91kb.
• Учебное пособие Уфа 2005 удк 338 (075. 8) Ббк, 1087.66kb.
• Учебный план как средство реализации принципов модульно-рейтинговой технологии обучения, 68.67kb.
• О. Д. Картавцева интенсивный курс обучения изобразительной грамоте учебное пособие, 780.71kb.
• Менеджмента качества положение о модульно-рейтинговой системе квалиметрии учебной деятельности, 1381.23kb.
• Учебное пособие 28365942 Москва 2008 ббк 66., 2986.28kb.
• Формирование профессиональной компетентности будущих специалистов в области вычислительной, 372.85kb.

Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвет индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

г) кислый вкус.

Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

б) способностью изменять цвет индикаторов иначе, чем для кислот (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным мыльным вкусом.

Основные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением валентности элемента. Так, основные свойства дигидроксида железа Fe(OH)₂ выражены сильнее, чем у тригидроксида Fe(OH)₃. Это утверждение равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH)₃ проявляются сильнее, чем у Fe(OH)₂.


2.8.6 Вопросы для самоконтроля


1. Какова история развития представлений о кислотах и основаниях?

2. Сформулируйте понятие кислоты и основания с позиции теории С. Аррениуса.

3. Каковы основные положения протонной теории Бренстеда − Лаури?

4. Что собой представляют амфолиты?

5. Приведите примеры кислот и оснований на основе электронной теории Льюиса.

6. Какие существуют закономерности изменения кислотно-основ­ных свойств соединений?

2.9 Слабые электролиты

2.9.1 Константа и степень диссоциации


По способности к диссоциации (или, как говорят, «по силе») электролиты разделяют на сильные, средние и слабые. По степени диссоциации к сильным электролитам относят те из них, для растворов которых степень диссоциации α > 30 %, к слабым – α < 3 %, к средним – 3 % < α < 30 % (Приложение Д). Сила электролита – величина, зависящая от массовой доли вещества, температуры, природы растворителя и др.

Слабые электролиты − вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H₂CO_3, H₂SiO₃, H₂S, НNO₂, HCN, H₃BO₃, H₃PO₄, HClO и др.).

Диссоциация слабых многоосновных кислот происходит ступенчато:

первая ступень ,

вторая ступень .

Как осуществить диссоциацию по последней ступени? В водном растворе диссоциация слабых многоосновных кислот практически проходит лишь по первой ступени;

3) почти все малорастворимые в воде соли: Ca₃(PO₄)₂, Mg(CN)₂, ZnCl₂, CdCl₂, HgCl₂, Fe(SCN)₃;

4) малорастворимые основания и гидроксид аммония Cu(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Fe(OH)₂, NH₄OH.

Многоосновные гидроксиды диссоциируют в водном растворе ступенчато, например, гидроксид железа Fe(OH)₃:

первая ступень ,

вторая ступень ,

третья ступень .

Как сместить равновесие в сторону образования ионов Fe³⁺? В водном растворе диссоциация проходит практически только по первой ступени;

4) вода − важный слабый электролит.

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H₂O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье, равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации α и исходную концентрацию вещества в растворе:

.

Константа равновесия К_р этой реакции и есть константа диссоциации К_Д:

, (2.40)

где [H⁺] – молярная концентрация ионов водорода в растворе;

[An^-] – молярная концентрация анионов слабой кислоты в растворе;

[HAn] – молярная концентрация нераспавщихся на ионы молекул слабой кислоты.

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим:

. (2.41)

Это отношение называют законом разбавления Оствальда (соотношение, выражающее зависимость степени разбавления раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора). Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:

, (2.42)

тогда

. (2.43)

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α возрастает и стремится к единице.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем сила оснований и кислот больше.


2.9.2 Протолитическое равновесие в воде


Вода, имеющая огромное значение в природе и в технике, относится к слабым электролитам. Процесс электролитической диссоциации в воде:

.

Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Константа диссоциации для воды:

. (2.44)

При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде [H₂O] постоянна и равна 55,5 моль/л. Тогда ионное произведение воды K_В:

, (2.45)

где [H⁺] – концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH⁻] − концентрация гидроксид-ионов;

[H₂O] − концентрация воды (в молекулярной форме) в воде.

Ионное произведение воды − произведение концентраций ионов водорода Н⁺ (точнее, активностей) и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, показатель уровня кислотности раствора.

Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растет и ионное произведение воды K_В, при понижении температуры − наоборот.

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щелочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H⁺] и [OH⁻]) найти соответственно концентрации [OH⁻] и [H⁺]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами.

Водородный показатель, pH, − это отрицательный десятичный логарифм концентрации (точнее, активности) ионов водорода (в г-ион/л) в данном растворе:

. (2.46)


Водородный показатель служит количественной характеристикой кислотности растворов, которая оказывает существенное влияние на направление и скорость многих химических и биохимических процессов. При обычных температурах (точнее, при t = 22 °С) pH = 7 для нейтральных, pH < 7 для кислых и pH > 7 для щелочных растворов. Точное измерение и регулирование значений pH необходимо как при лабораторных химических и биохимических исследованиях, так и в многочисленных промышленных технологических процессах, а также при оценке свойств почвы и проведении мероприятий по повышению ее плодородия.

По аналогии критерий силы основания – гидроксильный показатель:

. (2.47)

Из уравнения (2.45):

. (2.48)


2.9.3 Кислотно-основные индикаторы


Кислотно-основными индикаторами называют вещества, меняющие свою окраску в определенной области значений рН раствора: лакмус (рН = 6,0…8,0), фенолфтаилин (рН = 8,2…10), метиловый оранжевый (рН = 4,2…6,3).

Индикаторами могут быть слабые органические кислоты и основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску. Будучи введенными в исследуемый раствор, индикаторы диссоциируют по одному из следующих механизмов:

а ;

б .

Так как процесс диссоциации слабых электролитов обратим, положение равновесия в системах (а) и (б) зависит от кислотности исследуемого раствора. В кислых растворах индикаторы, представляющие собой слабые кислоты, в соответствии с принципом Ле Шателье находятся преимущественно в виде молекул и окраска раствора соответствует молекулярной форме индикатора HInd. Индикаторы, являющиеся слабыми основаниями, в растворах кислот, напротив, будут находиться в своей ионной форме Ind⁺, которая обусловливает окраску раствора (таблица 2.1).


Таблица 2.1 – Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от значения pH раствора

Название	Окраска индикатора в среде
	Кислая [H+] > [OH] рН < 7	Нейтральная [H+] = [OH-] рН = 7	Щелочная [OH-] > [H+] рН > 7
Лакмус	красный	фиолетовый	синий
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Метилоранж	розовый	оранжевый	желтый