Сильні і слабкі електроліти

До підстав Льюїса також відносять галогенид-іони, аміак, аліфатичні і ароматичні аміни, кисень органічні сполуки типу R2 CO, (де R - органічний радикал).

До кислот Льюїса відносять галогеніди бору, алюмінію, кремнію, олова та інших елементів.

Очевидно, що в теорії Льюїса поняття «кислота» включає в себе більш широке коло хімічних сполук. Це пояснюється тим, що по Льюїсу віднесення речовини до класу кислот обумовлено виключно будовою його молекули, що визначає електронно-акцепторні властивості, і не обов'язково пов'язане з наявністю атомів водню. Льюїсовськие кислоти, що не містять атомів водню, називають апротонного.

Еталони рішення задач

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Al2 (SO4) 3 у воді.

Сульфат алюмінію є сильним електролітом і в водному розчині піддається повного розпаду на іони. Рівняння дисоціації:

або (без урахування процесу гідратації іонів):

2. Чим є іон HCO3 - з позицій теорії Бренстеда-Лоурі?

Залежно від умов іон HCO3 - може як віддавати протони:

так і приєднувати протони:

Таким чином, в першому випадку іон HCO3 - є кислотою, в другому - підставою, т. Е. Є амфолітом.

3. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є іон Ag + в реакції:

В процесі утворення хімічних зв'язків, який протікає по донорно-акцепторного механізму, іон Ag +. маючи вільну орбіталь, є акцептором електронних пар, і, таким чином, проявляє властивості кислоти Льюїса.

4. Визначити іонну силу розчину в одному літрі якого знаходяться 0,1 моль KCl і 0,1 моль Na2 SO4.

Дисоціація представлених електролітів протікає відповідно до рівняннями:

Звідси: С (K +) = С (Cl -) = С (KCl) = 0,1 моль / л;

Іонну силу розчину обчислюємо за формулою:

5. Визначити концентрацію CuSO4 в розчині даного електроліту з I = 0,6 моль / л.

Дисоціація CuSO4 протікає по рівнянню:

Приймемо С (CuSO4) за x моль / л, тоді, відповідно до рівняння реакції, С (Cu 2+) = С (SO4 2 -) = x моль / л. В даному випадку вираз для розрахунку іонної сили матиме вигляд:

6. Визначити коефіцієнт активності іона K + у водному розчині KCl з С (KCl) = 0,001 моль / л.

Коефіцієнт активності можна розрахувати, використовуючи граничний закон Дебая-Хюккеля:

який в даному випадку набуде вигляду:

Іонну силу розчину знайдемо за формулою:

7. Визначити коефіцієнт активності іона Fe 2+ у водному розчині, іонна сила якого дорівнює 1.

Відповідно до закону Дебая-Хюккеля:

8. Визначити константу дисоціації кислоти HA, якщо в розчині цієї кислоти з концентрацією 0,1 моль / л a = 24%.

За величиною ступеня дисоціації можна визначити, що дана кислота є електролітом середньої сили. Отже, для розрахунку константи дисоціації кислоти використовуємо закон розведення Оствальда в його повній формі:

9. Визначити концентрацію електроліту, якщо a = 10%, Kд = 10 - 4.

Із закону розведення Оствальда:

10. Ступінь дисоціації одноосновної кислоти HA не перевищує 1%. (HA) = 6,4 × 10 - 7. Визначити ступінь дисоціації HA в її розчині з концентрацією 0,01 моль / л.

За величиною ступеня дисоціації можна визначити, що дана кислота є слабким електролітом. Це дозволяє використовувати наближену формулу закону розведення Оствальда:

11. Ступінь дисоціації електроліту в його розчині з кон-центрацией 0,001 моль / л дорівнює 0,009. Визначити константу дисоціації цього електроліту.

З умови задачі видно, що даний електроліт є слабким (a = 0,9%). Тому:

12. (HNO2) = 3,35. Порівняти силу HNO2 з силою одно-основної кислоти HA, ступінь дисоціації якої в розчині з С (HA) = 0,15 моль / л дорівнює 15%.

Розрахуємо (HA), використовуючи повну форму рівняння Оствальда:

Так як (HA) <(HNO2 ), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO2 .

13. Є два розчину KCl, що містять при цьому і інші іони. Відомо, що іонна сила першого розчину (I1) дорівнює 1, а другого (I2) становить величину 10 - 2. Порівняти коефіцієнти активності f (K +) в даних розчинах і зробити висновок, як відрізняються властивості цих розчинів від властивостей нескінченно розведених розчинів KCl .

Коефіцієнти активності іонів K + розрахуємо, використовуючи закон Дебая-Хюккеля:

Коефіцієнт активності f - це міра відхилення в поведінці розчину електроліту даної концентрації від його поведінки при нескінченному розведенні розчину.

Так як f1 = 0,316 сильніше відхиляється від 1, ніж f2 = 0,891, то в розчині з більшою іонної силою спостерігається більше відхилення в поведінці розчину KCl від його поведінки при нескінченному розведенні.

Питання для самоконтролю

1. Що таке електролітична дисоціація?

2. Які речовини називають електролітами і неелектролітами? Наведіть приклади.

3. Що таке ступінь дисоціації?

4. Від яких факторів залежить ступінь дисоціації?

5. Які електроліти вважаються сильними? Які середньої сили? Які слабкими? Наведіть приклади.

6. Що таке константа дисоціації? Від чого залежить і від чого не залежить константа дисоціації?

7. Як пов'язані між собою константа і ступінь дисоціації в бінарних розчинах середніх і слабких електролітів?

8. Чому розчини сильних електролітів в своїй поведінці виявляють відхилення від ідеальності?

9. У чому полягає суть терміна «уявна ступінь дисоціації»?

10. Що таке активність іона? Що таке коефіцієнт актив-ності?

11. Як змінюється величина коефіцієнта активності з розведенням (концентрування) розчину сильного електроліту? Яке граничне значення коефіцієнта активності при нескінченному розведенні розчину?

12. Що таке іонна сила?

13. Як обчислюють коефіцієнт активності? Сформулюйте закон Дебая-Хюккеля.

14. У чому суть іонної теорії кислот і основ (теорії Арреніуса)?

15. У чому полягає принципова відмінність Протолітична теорії кислот і основ (теорії Бренстеда і Лоурі) від теорії Арреніуса?

16. Як трактує електронна теорія (теорія Льюїса) поняття «кислота» і «основа»? Наведіть приклади.

Варіанти завдань для самостійного рішення

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Fe2 (SO4) 3.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є молекула H2 O в реакції:

3. Розрахувати величину одноосновної кислоти HA, якщо при С (HA) = 0,12 моль / л ступінь дисоціації кислоти a дорівнює 8%.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації CuCl2.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є іон S 2 - в реакції:

2Ag + + S 2 - # 8644; Ag2 S.

3. Обчислити молярну концентрацію електроліту в розчині, якщо a = 0,75%, а = 10 - 5.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Na2 SO4.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є іон CN - в реакції:

Fe 3 + + 6CN - # 8644; [Fe (CN) 6] 3 -.

3. Іонна сила розчину CaCl2 дорівнює 0,3 моль / л. Розрахувати С (CaCl2).

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Ca (OH) 2.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є молекула H2 O в реакції:

3. Іонна сила розчину K2 SO4 становить 1,2 моль / л. Розрахувати С (K2 SO4).

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації K2 SO3.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є іон NH4 + в реакції:

3. (CH3 COOH) = 4,74. Порівняти силу CH3 COOH з силою одноосновної кислоти HA, ступінь дисоціації якої в розчині з С (HA) = 3,6 × 10 - 5 моль / л дорівнює 10%.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації K2 S.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є молекула AlBr3 в реакції:

3. Розрахувати іонну силу розчину, в 1 л якого міститься 0,5 моль NaNO3 і 0,5 моль CaCl2.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Fe (NO3) 2.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є іон Cl - в реакції:

3. Розрахувати іонну силу розчину, в 1 л якого міститься 0,1 моль NH4 NO3 і 0,1 моль Al2 (SO4) 3.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації K2 MnO4.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є іон HSO3 - в реакції:

3. Розрахувати значення коефіцієнтів активності всіх іонів в розчині, що містить KNO3. LiCl і NaBr, за умови, що концентрації всіх електролітів однакові і складають 0,2 моль / л.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Al2 (SO4) 3.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є іон Co 3+ в реакції:

3. В 1 л розчину міститься 0,348 г K2 SO4 і 0,17 г NaNO3. Визначити іонну силу цього розчину.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Ca (NO3) 2.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є молекула H2 O в реакції:

3. Обчислити концентрацію електроліту в розчині, якщо a = 5%, а = 10 - 5.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації KMnO4.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є іон Cu 2+ в реакції:

3. Обчислити коефіцієнт активності іона Cu 2+ в розчині CuSO4 c С (CuSO4) = 0,016 моль / л.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Na2 CO3.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є молекула H2 O в реакції:

3. Є два розчину NaCl, що містять і інші електроліти. Значення іонної сили цих розчинів відповідно рівні: I1 = 0,1 моль / л, I2 = 0,01 моль / л. Порівняти коефіцієнти активності f (Na +) в даних розчинах.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Al (NO3) 3.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є молекула RNH2 в реакції:

3. Порівняти коефіцієнти активності катіонів в розчині, що містить FeSO4 і KNO3. за умови, що концентрації електролітів складають, відповідно, 0,3 і 0,1 моль / л.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації K3 PO4.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є іон H3 O + в реакції:

3. Розрахувати значення коефіцієнтів активності всіх іонів в розчині, що містить CuSO4 і KCl, за умови, що концентрації електролітів однакові і складають 0,01 моль / л.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації K2 SO4.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Льюїса є Pb (OH) 2 в реакції:

3. Розрахувати іонну силу розчину, в 1 л якого міститься 0,2 моль Cu (NO3) 2 і 0,2 моль FeCl3.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Ni (NO3) 2.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є іон гідроксонію (H3 O +) в реакції:

3. Іонна сила розчину, який містить тільки Na3 PO4. дорівнює 1,2 моль / л. Визначити концентрацію Na3 PO4.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації (NH4) 2 SO4.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є іон NH4 + в реакції:

3. Іонна сила розчину, що містить одночасно KI і Na2 SO4. дорівнює 0,4 моль / л. З (KI) = 0,1 моль / л. Визначити концен-трація Na2 SO4.

1. Написати рівняння електролітичноїдисоціації Cr2 (SO4) 3.

2. Визначити, ніж з позицій теорії Бренстеда є молекула білка в реакції:

3. Розрахувати іонну силу розчину, в 1 л якого міститься 0,1 моль KCl і 0,2 моль Na2 S.

Таблиця 3. Взаємозв'язок концентрацій іонів H + і OH -.

Еталони рішення задач

1. Концентрація іонів водню в розчині становить 10 - 3 моль / л. Розрахувати значення pH, pOH і [ОН -] в даному розчині. Визначити середу розчину.

Примітка. Для обчислень використовуються співвідношення: lg10 a = a; 10 lga = а.

Середа розчину з pH = 3 є кислою, так як pH <7.

2. Обчислити рН розчину соляної кислоти з молярною концентрацією 0,002 моль / л.

Так як в розбавленому розчині НС1 »1, а в розчині одноосновної кислоти C (к-ти) = C (к-ти), то можемо записати:

3. До 10 мл розчину оцтової кислоти з C (СН3 СООН) = 0,01 моль / л додали 90 мл води. Знайти різницю значень pН розчину до і після розведення, якщо (СН3 СООН) = 1,85 × 10 - 5.

1) У вихідному розчині слабкої одноосновної кислоти СН3 СООН:

2) Додавання до 10 мл розчину кислоти 90 мл води відпо-ствует 10-кратному розведення розчину. Тому:

4. Знайти значення рН розчину гідроксиду кальцію з молярною концентрацією еквівалента 0,002 моль / л, якщо = 95%.

У розчинах сильних основ:

5. рН розчину сірчаної кислоти з молярною концентрацією 0,001 моль / л дорівнює 2,72. Знайти.

У розчині сильної кислоти:

Кислота двухосновная, отже, спочатку необхідно визначити молярну концентрацію еквівалента H2 SO4 в розчині:

Знаючи величину pH розчину, можна розрахувати [H +]:

6. Розрахувати рН розчину NaOH, якщо відомо, що в 200 мл цього розчину міститься 0,0004 г NaOH ( "1).

У розбавленому розчині сильної основи:

Розрахуємо C (NaOH):

7. Обчислити число іонів гідроксиду, що містяться в 5 мл розчину, водневий показник якого дорівнює 3.

Для обчислення числа іонів використовується співвідношення, що зв'язує число структурних одиниць (атомів, іонів, молекул) речовини - N (x), кількість цих структурних одиниць - n (x) і постійну Авогадро NА. рівну 6,02 х 10 23 моль - 1:

8. Розрахувати масу підстави С5 H5 N · Н2 О в 150 мл розчину, водневий показник якого дорівнює 10, якщо (С5 H5 N · Н2 О) = 5,2.

Масу підстави в розчині можна обчислити, знаючи молярну концентрацію розчину. Так як С5 H5 N · Н2 О - однокіслотное підставу, то зі співвідношення 14 ':

Величину рОН знайдемо із співвідношення:

рОН = 14 - рН = 14 - 10 = 4.

= 1,58 · 10 - 3 · 97 · 0,15 = 0,023 м

9. Обчислити молярну концентрацію гідроксиду калію в розчині, водневий показник якого дорівнює 12, якщо = 90%.

Гідроксид калію є однокіслотним підставою, тому відповідно до співвідношенням (8), (10) і (13):

10. Обчислити рН розчину азотної кислоти з C (HNO3) = 0,01 моль / л (розрахунок вести через активність іонів Н +).

Для визначення коефіцієнта активності спочатку слід обчислити іонну силу розчину I:

Величину. що відповідає I = 0,01, можна розрахувати за формулою:

Якщо прийняти = 1, то:

Для точних розрахунків соті частки мають значення.

11. Розрахувати рН розчину, в 100 мл якого знаходиться 0,1 г гідроксиду натрію і 0,174 г сульфату калію.

Молярні концентрації електролітів в розчині складають:

Іонна сила розчину, що містить іони Na ​​+. K +. ВІН - і SO4 2 -. дорівнює:

Коефіцієнт активності гідроксид-іонів і їх активність відповідно рівні:

Зі співвідношення (3) знаходимо активність іонів водню:

12. Знайти число недіссоціірованних молекул кислоти в 500 мл розчину HF, якщо = 10%, pH = 2,5, (НF) = 7,2 × 10 - 4.

У розчині слабкої одноосновної кислоти молярна концентрація кислоти можна розрахувати за формулою (12):

Загальна кількість кислоти (n0) в заданому об'ємі розчину одно:

Кількість недиссоциированной кислоти (n) знайдемо за формулою:

Число недіссоціірованних молекул кислоти одно:

Питання для самоконтролю

1. Які іони утворюються при дисоціації води? Складіть вираз для константи дисоціації води.

2. Що називається іонним добутком води? Яке чисельне значення при 20-25 0 С?

3. Чим може бути викликане зміна величини іонного добутку води?

4. Чи зміниться іонний добуток води при додаванні до неї кислоти, луги або солі?

5. Чи є концентрації іонів Н + і ОН - у водних розчинах сполученими величинами?