Растворы каких электролитов характеризуются значениями рн 7
§10.3. Водородный показатель. Шкала рН.
Впрочем, даже для такого слабого электролита, как вода, можно измерить константу диссоциации Кд:
Чтобы разобраться в том, как устроена шкала рН, сначала упростим выражение для константы диссоциации воды. Действительно, величина [Н2О] есть не что иное, как молярная концентрация воды, выраженная в моль/л. Но число молей воды в 1 л воды всегда постоянно! Если рассматривать чистую воду как «раствор воды в воде», то нетрудно посчитать число молей Н2О в 1 л воды.
Масса 1 моля воды 18 г (молярная масса воды), а масса 1 литра воды составляет 1000 г (примем, что плотность Н2О при комнатной температуре не сильно отличается от 1 г/см 3 ):
18 г Н2О – 1 моль,
1000 г Н2О (1 л) – х моль.
Отсюда:
Следовательно, в 1 л чистой воды всегда содержится 55,6 моль Н2О, а значение [Н2О] = 55,6 моль/л является величиной постоянной.
Теперь мы можем умножить константу диссоциации воды на эту постоянную величину 55,6. Получим:
55,6·Кд = [Н + ][ОН – ] = 55,6·1,8·10 –16 = 100·10 –16 = 10 –14
Если новую константу 55,6·Кд обозначить как Кw (от английского water – вода), получается выражение, называемое ионным произведением воды:
# Для воды и ее растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды Кw.
Рис. 10-2. Шкала рН. Ниже шкалы показаны цвета универсальной индикаторной бумаги. Цвет бумажной полоски изменяется в зависимости от рН раствора, которым она смочена.
Водородный показатель можно не только измерить с помощью индикаторной бумаги или рН-метра, но и вычислить. Для этого концентрацию ионов водорода в растворе следует записать как 10 n моль/л. В таком случае рН будет равен показателю степени n, взятому с обратным знаком. Например, концентрация ионов водорода в нейтральном растворе составляет [Н + ] = 10 –7 моль/л (n = –7). Следовательно, в нейтральном растворе рН = 7.
# Для нейтральных растворов и чистой воды рН = 7.
Это значение (рН = 7) располагается точно посередине шкалы. Теперь надо разобраться в том, как получаются крайние значения шкалы слева и справа: 0 и 14.
Допустим, имеется раствор сильной одноосновной кислоты (например, HCl или HBr) концентрации 1 моль/л. В этом случае концентрация ионов водорода Н + тоже составит 1 моль/л. Ионное произведение воды и в таком растворе сохраняет свое значение:
В таком случае [Н + ] = 10 0 (поскольку 10 0 = 1 моль/л). Следовательно, рН = 0. Это самый кислый раствор в шкале рН.
Чем меньше рН, тем выше кислотность среды. И наоборот, чем больше рН, тем выше щелочность среды.
Приведем конкретные примеры. Допустим, имеется раствор сильной кислоты HCl концентрации 0,01 моль/л. Поскольку молекулы HCl в растворе полностью распадаются на ионы, концентрация ионов Н + тоже составит 0,01 моль/л (или 10 –2 моль/л), а рН = 2. Мы видим, что для кислых растворов рН 7. Покажем это на примере раствора сильного основания NaOH, концентрация которого тоже 0,01 моль/л. Концентрация ионов ОН – составит 0,01 моль/л (или 10 –2 ). Поскольку Кw всегда остается постоянной, можно вычислить концентрацию ионов водорода и рН в таком растворе:
Кw = [Н + ][10 –2 ] = 10 –14
или
Следовательно, в данном случае рН = 12.
В общем случае формула, помогающая определить рН щелочных растворов, выглядит так:
Раньше, в §8.5 мы уже рассказывали о специальных веществах – индикаторах – с помощью которых можно качественно определять среду раствора. Индикаторы меняют цвет в зависимости от кислотности или щелочности растворов. Достаточно добавить 1-2 капли разбавленного водно-спиртового раствора индикатора в исследуемый раствор, чтобы проявилась окраска. Например, индикатор фенолфталеин в щелочных растворах малиновый, а в кислых растворах – бесцветный. Индикатор лакмус дает красное окрашивание в кислой среде, а в щелочной – синее. Здеь мы воспроизводим таблицу индикаторов из §8.5, но теперь уже с указанием интервалов рН, в которых происходят цветовые переходы.
Таблица 10-1. Цветовые переходы некоторых индикаторов в зависимости от рН среды.
Цвет индикатора, интервал рН:
В опытах из «Единой коллекции образовательных ресурсов» показывается действие кислот и щелочей на разные индикаторы.
Как видно из таблицы, рН раствора не обязательно может иметь целочисленное значение. В отличие от индикаторной бумаги, современные электронные приборы – рН-метры – измеряют рН с точностью до двух знаков после запятой.
** Более строго водородный показатель определяется следующим образом: рН раствора равен обратному логарифму от концентрации ионов водорода в этом растворе.
Не все наши читатели уже знакомы с логарифмами, поэтому коротко объясним, что это такое. Десятичный логарифм числа а, т.е. логарифм по основанию 10 (обозначение log10а или lgа), показывает, в какую степень надо возвести число 10 (основание логарифма), чтобы получить число а.
Например,
lg100 = 2 (поскольку 10 2 = 100),
lg1000 = 3,
lg10 = 1,
lg1 = 0 (поскольку 10 0 = 1), и т.д.
Логарифмы обладают многими полезными свойствами, необходимыми для сложных вычислений. Среди них два важных соотношения:
рН = – lg 5,1·10 –3 = – (lg 5,1 + lg10 –3 ).
Для второго члена этой суммы можно применить другое свойство логарифмов:
рН = – (lg 5,1 + lg10 –3 ) = – (lg 5,1 – 3 lg10), или
рН = 3 – lg 5,1.
С помощью инженерного калькулятора можно вычислить значение lg 5,1 = 0,7. Отсюда рН = (3 – 0,7) = 2,7.
Область применения водородного показателя очень широка: это не только аналитическая химия, но и пищевая промышленность, экология, биология, медицина. Например, рН свежего молока должен быть в интервале 6,6–6,9. Речная и водопроводная вода имеют рН немного меньше 7. В морской воде среда слабощелочная (рН = 8). Кровь человека должна сохранять значение рН в очень узком интервале: 7,35–7,45. Изменение на 0,1–0,2 единицы рН может иметь тяжелые последствия для здоровья. Косметические и моющие средства проходят проверку на оптимальное значение рН для того, чтобы при их использовании не страдала кожа.
** Но как вычисляют рН в растворах слабых кислот и оснований? Ведь в этом случае распад на ионы происходит не полностью. Например, в растворе слабой кислоты концентрация ионов H + уже не будет равна концентрации самой кислоты. Здесь на помощь приходит закон разбавления Оствальда для слабых электролитов (см. предыдущий параграф). Константа диссоциации Кд и степень диссоциации α слабых электролитов связаны соотношением:
В этом выражении можно умножить левую и правую части на концентрацию С:
Но дело в том, что αС = [H + ] (здесь мы рассматриваем пример слабой кислоты). Поэтому можно записать:
10.7. (НГУ). Рассчитайте рН а) 0,05 М раствора серной кислоты, б) 0,1 М раствора гидроксида калия. Как изменится рН этих растворов при разбавлении в 10 раз?
10.8. Имеется раствор соляной кислоты с рН = 5. Какова концентрация ионов водорода в таком растворе? Раствор разбавили в 10 раз – каким станет его рН? Раствор разбавили еще в 10 раз – каков теперь рН раствора? Если полученный раствор разбавить еще в 10 раз, сможет ли он стать щелочным?
10.9. (НГУ). В 200 мл раствора NaOH содержится 1,204·10 21 ионов натрия. Рассчитайте рН раствора. Как изменится значение рН при добавлении к этому раствору 100 мл 0,05 М раствора HCl?
10.10. (НГУ). Между собой реагируют 2,0 г водорода и 2,0 г хлора. Образовавшийся газ поглощается в 560 мл H2O (без изменения объема раствора). Определите рН полученного раствора.
** 10.12. (НГУ). Рассчитайте рН раствора, полученного при количественном взаимодействии 100 мл 0,01 М водного раствора сероводорода с газообразным хлором, который при Р = 1 атм и t о = 25 о С занимает объем 97,8 мл. Указание: объем раствора не меняется, образующиеся кислоты диссоциируют полностью.
Растворы электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации
» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>
Растворы электролитов.
Примерами растворов электролитов могут служить растворы щелочей, солей и неорганических кислот в воде, растворы ряда солей и жидком аммиаке и некоторых органических растворителях, например ацетонитриле.
Растворы электролитов являются ионными проводниками (проводниками второго рода). В них наблюдаются отклонения от законом Рауля и Вант-Гоффа. Например, согласно закона Рауля, при введении 0,1 моль вещества на 1000 г воды температура замерзания должна снижаться на 0,186 К, а фактически снижается на 0,318 К у NaCl и 0,52 К-у MgCl2. Вант-Гофф ввел поправочный коэффициент i, называемый изотоническим коэффициентом и позволяющий использовать это уравнение для любых разбавленных растворов:
Изотонический коэффициент характеризует отклонение от законов идеальных растворов вследствие электролитической диссоциации электролитов.
7.3.1. Степень диссоциации электролитов.
В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита называется степенью диссоциации а. По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы. К первой относят электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице и почти не зависит от концентрации раствора. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в водных растворах принадлежит подавляющее большинство солей, щелочей, в также некоторые кислоты.
Электролиты, степень диссоциации которых в растворах меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации, называют слабыми электролитами. К ним относят воду, ряд кислот, основания р-, d- и f-элементов. Между этими двумя группами нет четкой границы, одно и то же вещество в одном растворителе проявляет свойства сильного, а в другом — слабого электролита. Например, хлорид лития и иодид натрия, имеющие ионную кристаллическую решетку,
при растворении в воде ведут себя как типичные сильные электролиты,
при растворении же в ацетоне или уксусной кислоте эти вещества
являются слабыми электролитами со степенью диссоциации в раствоpax меньше единицы.
7.3.2. Слабые электролиты. Константа диссоциации.
В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации кислоты
константа равновесия КС равна
Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации КД. Например, константа диссоциации уксусной кислоты СН3СООН равна
Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температурь и не зависит от концентрации раствора. С повышением температуры константа диссоциации обычно уменьшается, что в соответствии с принципом Ле Шателье свидетельствует об экзотермическим характере реакции.
Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.
Степень диссоциации изменяется с концентрацией раствора. Рассмотрим зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита на примере уксусной кислоты:
Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоциированном состоянии, будет равна с – ас 2 = с (1 – а). Подставив значения равновесных концентраций ионов и кислоты в уравнение (1), получим:
Уравнение (1) было получено Оствальдом и называется законом Оствальда. Если а « 1, то уравнение упрощается:
Уравнение (2а, 2б) называется законом разбавления Оствальда. Из него следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита. Аналогичное уравнение можно получить для слабого основания.
Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдущей.
7.3.3.Сильные электролиты.
Многие свойства растворов, такие, как осмотическое давление, температура кипения и замерзания, давление насыщенного пара, зависят как от концентрации раствора, т. е. от 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. Сильные электролиты в растворах диссоциированы практически полностью. Поэтому в уравнении диссоциации электролита стрелка указывает только на прямой процесс, например:
В растворах сильных электролитов из-за полной их диссоциации концентрация ионов велика. Поэтому свойства таких растворов существенно зависят от степени взаимодействия входящих в их состав ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворителя. Взаимодействие ионов в растворах сильных электролитов приводит к тому, что катионы и анионы испытывают взаимное притяжение, а ионы одного знака заряда будут отталкиваться друг от друга. Поэтому в растворе каждый произвольно выбранный ион окружен в среднем во времени преимущественно противоположно заряженными ионами, как, например, в ионных кристаллах. Однако энергия теплового движения ионов в жидких растворах и значительно выше, чем в кристаллах. Поэтому ионы, взаимодействующие с выбранным центральным ионом, располагаются вокруг него не в виде кристаллической решетки, а в виде сферы, которая, согласно П. Дюбая и Э. Хюккеля, называется ионной атмосферой. В состав ионной атмосферы входят катионы и анионы. Однако преобладают ионы, противоположные по знаку заряда центральному иону. Суммарный заряд ионной атмосферы равен по величине заряду центрального иона и противоположен ему по знаку. Все ионы в растворе равноправны, поэтому каждый из них является центральным ионом и одновременно входит в состав ионной атмосферы другого иона. За счет теплового движения ионы, входящие в состав ионной атмосферы, постоянно меняются местами с ионами, находящимися за ее пределами, т. е. ионная атмосфера имеет статистический характер.
Законы Рауля и Вант – Гоффа соблюдаются лишь в разбавленных растворах неэлектролитов. По мере повышения концентрации растворенного вещества возрастают отклонения от законов идеальных растворов. Эти отклонения обусловлены различного рода взаимодействиями между частицами растворенного вещества, а также растворенного вещества и растворителя. Учет влияния на свойства растворов этих взаимодействий очень сложен. Поэтому было предложено сохранить для описания свойств растворов все общие закономерности, применимые к идеальным растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов ввести активности. Активность а связана с концентрацией следующим соотношением:
где γ – коэффициент активности, который формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от свойств идеального раствора.
Коэффициенты активности зависят от природы растворителя и растворенного вещества, от концентрации раствора, а также от температуры (табл. 18).
Таблица 18. Коэффициенты активности некоторых электролитов в растворах при 298 К
Тема 7. Растворы электролитов
7-1. Электролиты – это вещества, растворы которых б) проводят электрический ток
7-2. Неэлектролиты – это вещества, растворы которых а) не проводят электрический ток
7-3. Электролитами являются г) основания е) кислоты ж) соли
7-4. Уравнение процесса электролитической диссоциации: а) АВ D А + + В –
7-5. Значение ионного произведения воды д) 1×10 –14
7-6. рН раствора вычисляется по формуле в) 
7-7. Электролиты классифицируют на сильные и слабые по величине а) 
7-8. рН щелочного раствора: в) рН > 7
7-9. Степенью электролитической диссоциации называется в) отношение числа распавшихся на ионы молекул к числу молекул электролита в растворе
7-10. Величина степени электролитической диссоциации зависит от а) температуры б) природы растворителя г) концентрации раствора
7-11. Уравнения, описывающие свойства растворов, для электролитов и неэлектролитов различны, потому что электролиты в) распадаются на ионы и увеличивают число частиц в растворе
7-12. Гидролизу подвергаются соли, образованные а) катионом слабого основания и анионом слабой кислоты б) катионом слабого основания и анионом сильной кислоты
г) катионом сильного основания и анионом слабой кислоты
7-13. Степень гидролиза усиливается при б) добавлении воды
7-14. Слабые электролиты имеют величину степени диссоциации а) 3% ³ a
7-15. Электролиты, при диссоциации которых из катионов образуются только катионы водорода и кислотные остатки, называются г) кислотами
7-16. Электролиты, при диссоциации которых из анионов образуются только анионы OH – и катионы металла, называются а) кислотами б) кислотными оксидами в) основаниямиг) основными оксидами д) солями
7-17. Электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка, называются б) солями
7-18. Закон разбавления Оствальда имеет вид 
, где С – концентрация в) растворенного вещества
7-19. Ионным произведением воды (КВ) называется в) произведение константы диссоциации воды на ее молярную концентрацию
7-20. Соответствие между степенью диссоциации веществ и силой электролита:
| 1) | Na2SO4 ( = 90%) | а) | сильный |
| 2) | H2SO3 ( = 25%) | б) | средний |
| 3) | CH3COOH ( = 2, 5%) | в) | слабый |
| 4) | C12H22O11 ( = 0%) | г) | неэлектролит |
7-21. Сильные электролиты являются а) NaOH ( = 90%)б) Na2SO4 ( = 0,9) г) KNO3 ( = 90%)
7-22. Слабые электролиты являются в) HCN ( = 0,2%) е) H2S ( = 0,01%)
7-23. Уравнение для вычисления произведения растворимости сульфида серебра Ag2S: а) 
или 
7-24. Соответствие между формулами электролитов и классом вещества:
| 1) | NaCl | а) | соль |
| 2) | Ba(OH)2 | б) | основание |
| 3) | H4P2O7 | в) | кислота |
7-25. Выражение константы диссоциации 
соответствует уравнению: г) H3PO3 D 3H + + PO3 3–
7-26. Среда, образуемая водным раствором Na2CO3 : в) щелочная
7-27. Соответствие между обозначением и его физическим смыслом в формуле 
.
| 1) |  | а) | повышение температуры кипения раствора |
| 2) | i | б) | изотонический коэффициент |
| 3) |  | в) | эбулиоскопическая постоянная |
| 4) |  | г) | моляльная концентрация вещества |
7-28. Выражение 
соответствует уравнению а) H2CO3 D H + + HCO3 –
7-29. Среда, образуемая водным раствором Na2SO4 б) нейтральная
7-30. Изотонический коэффициент раствора NaNO3 равен 1,8. Величина степени диссоциации α при этом в) 0,8
7-31. Степень диссоциации H2SO3 составила 25%. Тогда величина изотонического коэффициента i равна б) 1,5
7-32. Изотонический коэффициент раствора CH3COOH равен 1,04. Тогда величина степени диссоциации α в) 0,04
Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет
Лекция 6 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Электролитаминазываются вещества, диссоциирующие в воде и других полярных жидкостях или расплавах на ионы и способные проводить электрический ток.
Водные растворы характеризуются определенной концентрацией водородных ионов, зависящей от содержащихся в них веществ.
К реакциям диссоциации применим закон действующих масс. Константу равновесия реакции диссоциации называют константой диссоциации:
(СН3СООН)- равновесная концентрация недиссоциированных молекул кислоты, моль/л.
Константа диссоциации зависит от природы растворителя, природы электролита, температуры, но не зависит от концентрации электролита
Для того, чтобы сравнить диссоциацию различных электролитов, введено понятие степень диссоциации, т. е. отношение числа молекул распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе. Слово диссоциация означает обратимый распад. Обычно степень диссоциации меньше единицы.
α= число молекул, распавшихся на ионы /исходное число молекул электролита (39)
Степень диссоциации связана с константой диссоциации уравнением
которое называют законом разведения (разбавления Оствальда), при небольших значениях α можно считать что 1- α=1 и
Как видно степень диссоциации возрастает обратно пропорционально корню квадратному из концентрации электролита.
В растворах электролитов за счет диссоциации молекул увеличивается число частиц, что приводит к большему понижению упругости пара. Поэтому свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества, такие как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Законы Рауля и Вант-Гоффа можно применять к растворам электролитов с учетом, так называемого изотонического коэффициента i, который показывает, во сколько раз число частиц (молекул, ионов), образовавшихся в результате диссоциации, больше исходного числа молекул. Так как i >1 формулы, выражающие свойства растворов электролитов, примут вид:
Изотонический коэффициент и степень диссоциации связаны соотношением:
где n- число ионов, на которые распадается одна молекула электролита.
Пользуясь этим соотношением, можно вычислить величину рН по известной концентрации водородных ионов и найти величину [Н + ] если известно рН.
В растворах сильных электролитов, молекулы которых диссоциированы практически полностью, в значительной степени проявляется взаимодействие между ионами, поэтому вместо концентрации их характеризуют активностью. Активность представляет собой эффективную или действующую концентрацию ионов в растворе:
f- коэффициент активности, c- концентрация вещества.
Контрольные вопросы
1.Какие вещества называются электролитами?
2.Какие природные растворы можно отнести к электролитам?
3.Как называется условный показатель характеристики среды?
4.Какие биологические растворы можно отнести к электролитам?
5.Биологическое значение рН.
Задачи
