Уравнение электролитической диссоциации ch3cooh hcl

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6df3ff9e4ed975a3 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Задачи по химии на расчеты концентрации ионо и изотонических коэффициентов электролитов

Задача 514.
Рассчитать концентрацию ионов CH₃COO — в растворе, 1 л которого содержит 1 моль CH₃COOH и 0,1 моля НСI, считая диссоциацию последнего полной.
Решение:
K_D(CH₃COOH) = 1.8 . 10 -5 .
Уравнения диссоциаций кислот имеют вид:

CH₃COOH ⇔ CH₃COO — + H + ;
HCl⇔ Cl — + H + .

При введении в раствор слабого электролита CH₃COOH раствора сильного электролита НСI (т.е. ионов H + ), одинаковых ионов, образующихся при диссоциации уксусной кислот, равновесие диссоциации последней нарушается и смещается в направлении образования недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации слабого электролита уменьшится.

Таким образом, при прибавлении 0,1 М раствора НСI к 1 М раствору CH₃COOH приведёт к повышению концентрации ионов водорода и, согласно правилу Ле Шателье, равновесие диссоциации сместится влево, в сторону увеличения концентрации молекул уксусной кислоты. Концентрацию ионов H + и CH₃COO — при диссоциации CH₃COOH обозначим через x моль/л. Тогда концентрация недиссоциированных молекул CH₃COOH будет равна (1 – x)моль/л. Общая концентрация ионов H + будет слагаться из двух величин: из концентрации, создаваемой при диссоциации CH₃COOH, и из концентрации, создаваемой при диссоциации НСI, т.е. (0,1 + x). Подставим полученные значения концентраций в выражение константы диссоциации CH₃COOH, рассчитаем значение x, получим:

Поскольку в присутствии одноимённых ионов H + диссоциация уксусной кислоты подавляется, то степень её диссоциации будет ничтожно мала и поэтому значением (x) в множителях (1 – x) и (1 + x) можно пренебречь. Тогда получим выражение:

Ответ: 1,8 . 10 -4 моль/л.

Задача 515.
Исходя из значений последовательных констант диссоциации ортофосфорной кислоты, определить знак изменения энергии Гиббса для каждой из трех ступеней диссоциации. Для какой из них имеет наибольшее абсолютное значение?
Решение:
Диссоциация трёхосновной ортофосфорной кислоты протекает в три ступени, поэтому для каждой ступени будет отвечать определённое значение константы диссоциации. Константы ступенчатых диссоциаций H₃PO₄ имеют следующие значения:

К₁ = 7,5 . 10 -3 ; К₂ = 6,3 . 10 -8 ; К3 = 1,3 . 10 -12 , т.е. К₁ > K₂ > K₃.

Тогда из уравнения:

₁

Все значения констант меньше единицы, значит, все значения

Ответ: Для третьей ступени.

Задача 516.
Раствор, содержащий 2,1г КОН в 250г воды, замерзает при -0,519°С. Найти для этого раствора изотонический коэффициент.
Решение:
Теперь определим понижение температуры кристаллизации t_(крист) раствора без учёта диссоциации щёлочи (криоскопическая константа для воды равна 1,86) по формуле:

где
m₁ — масса растворённого вещества, m₂ — масса раствора, М – молярная масса растворённого вещества, К – криоскопическая константа.

Сравнивая найденное значение t_{(теорет)} с экспериментально полученным значением t_{(экспер)}, рассчитаем изотонический коэффициент по формуле:

Ответ: 1,86.

Задача 517.
При 0°С осмотическое давление 0,1 н. раствора карбоната калия равно 272,6 кПа. Определить кажущуюся степень диссоциации в растворе.
Решение:

Найдём молярность 0,1 н раствора К₂СО₃ по формуле:

По уравнению = С_MRT рассчитаем теоретическое значение осмотического давления раствора:

_{(теорет)} = 0,05 . 8,314 . 273 = 113,5 кПа.

Теперь рассчитаем изотонический коэффициент (i) раствора, сравнив экспериментальное значение осмотического давления с теоретическим значением, получим:

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации () соли из соотношения:

здесь K — общее число ионов, образующихся при диссоциации электролита.

Электролитическая диссоциация

Материалы портала onx.distant.ru

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные) . Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K₂SO₄ в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

• • 1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н₂S, Н₂SO₃, СН₃СOОН в водных растворах.
    2. Ионные ассоциаты образуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К + , Cl — , а также возможно образование ионных пар (К + Cl — ), ионных тройников (K₂Cl + , KCl₂ — ) и ионных квадруполей (K₂Cl₂, KCl₃ 2- , K₃Cl 2+ ).
    3. Комплексные соединения (как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
       Примеры комплексных ионов: [Cu(NH₃)₄] 2+ _, [Fe(CN)₆] 3+ _, [Cr(H₂O)₃Cl₂] + .

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H + + Cl —

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na + + OH —

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na + + HSO₃ —

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃ — → H + + SO₃ 2-

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH + + Cl —

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH + → Mg 2+ + OH —

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆] 3- → Fe 3+ + 6CN —

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита К А в растворе установится равновесие:

КА ↔ К + + А —

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации :

Kд = [К + ] · [А — ] /[КА] (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н + больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10 — 4 , а К(HCN) = 4,9·10 — 10 .

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α 2· с)/(1-α) (3)

Для практических расчетов при условии, что α

К_д = α 2· с (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T 0 = — RTlnK_д (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

Следовательно, концентрации ионов К + и РО₄ 3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации α_д и концентрацию ионов ОН — (моль/л) в 0,03 М растворе NH₃·H₂О при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂О) = 1,76× 10 — 5 .

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

Концентрации ионов: [NH₄ + ] = α С ; [OH — ] = α С , где С – исходная концентрация NH 3 ·H 2 О моль/л. Следовательно:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

К_д ≈ α 2 С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH 3 ·H 2 О . Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √( К_д / С) = √(1,76× 10 — 5 / 0,03 ) = 0,024 или 2,4 %

[OH — ] = αС, откуда [OH — ] = 2,4·10 — 2 ·0,03 = 7,2·10 -4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH₃CОOH → СН₃СОО — + Н + .

α = [Н + ] / С_исх(CH₃CОOH)

откуда [Н + ] = 9,4·10 — 2 ·0,002 = 1,88·10 -4 М.

Kд = [Н + ] 2 / С_исх(CH₃CОOH)

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К_д ≈ α 2 С .

Задача 4. Константа диссоциации HNO₂ при 298К равна 4,6× 10 — 4 . Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO₂ равна 5 %.

Решение.

К_д = α 2 С , откуда получаем С исх (HNO 2 ) = 4,6·10 — 4 /(5·10 — 2 ) 2 = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н + и СООН — в водном растворе приведены ниже:

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T 0 = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T 0 /RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: K_д = 1,7× 10 — 4 .

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

1. СН₃СOOH
2. Na₃PO₄
3. NaCN
4. NH₃
5. C₂H₅OH
6. HNO₂
7. HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

3. Определите концентрацию ионов NH₄ + в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10 — 8 . Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н + в этом растворе.

0,002М; 1× 10 — 5 М.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH 3·H 2О, чтобы степень диссоциации NH 3·H 2О увеличилась в 10 раз, если К_д(NH₄OH) = 1,76·10 — 5 .

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре К_д(HNO₂) = 4,6× 10 — 4 .