Тема 2. Растворы электролитов

Цели, задачи:

На фактическом уровне получения знаний:

1. Электролиты сильные и слабые, кислоты, основания, соли, Изотонический коэффициент;

2. Самоионизация растворителя, ионное произведение воды (Кw), водородный и гидроксильный показатели - pH и pOH, константа диссоциации (К_д), степень диссоциации (a);

3. Растворимость и произведение растворимости (ПР);

4. Количественные характеристики: константа гидролиза (К_гидр), степень гидролиза (β), истинная и активная концентрации (активность), коэффициент активности, ионная сила раствора;

5. Равновесие в растворах электролитов, гидролиз солей;

6. Законы и теории, применяемые для количественного описания равновесий в растворах электролитов: закон действующих масс, закон разведения Оствальда, теория Дебая-Хюккеля.

На операционном уровне получения знаний:

Обучить студента:

1. Отражать сущность процессов диссоциации (ассоциации) в уравнениях;

2. Приводить выражение закона действующих масс в растворах электролитов ( К_д, К_w, ПР, К_нест, К_гидр);

3. Использовать на практике справочные данные К_д, К_w, ПР, К_нест;

4. Приводить количественные характеристики процессов, проходящих в растворах электролитов в равновесных и неравновесных системах;

5. Составлять уравнения ионных процессов.

На аналитическом уровне получения знаний:

Обучить студента:

1. Классифицировать электролиты по их силе;

2. Объяснять причину отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа в разбавленных растворах электролитов;

3. Объяснять влияние добавления общего иона на растворимость слабого электролита и значение рН.

4. Обосновывать направление протекания ионообменных процессов (в том числе и гидролиз);

5. Прогнозировать возможности обменного взаимодействия ионов соли с водой и реакцию среды.

Фактический материал:

I. Теория электролитической диссоциации. Экспериментальные подтверждения диссоциации. Корректировка законов Рауля и Вант-Гоффа в разбавленных растворах электролитов. Изотонический коэффициент. Механизм электролитической диссоциации для веществ с ионным и ковалентно-полярным типом связи.

II. Количественные характеристики процесса диссоциации. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов. Связь между К_д и α. Соотношение между К_д и силой электролита. Зависимость α от концентрации электролита, влияние силы электролита на электропроводность раствора. Расчет концентраций ионов в растворе

III. Особенности диссоциации сильных и слабых электролитов. Учёт межионных взаимодействий в концентрированных растворах сильных электролитов.

IV. Электролитическая диссоциация воды. Шкала pH. Измерение pH. Кислотно-основные индикаторы, принцип их действия. Расчет pH в растворах сильных и слабых кислот и оснований.

V. Гетерогенное равновесие “осадок – раствор”. Соотношение между ПР и растворимостью соединений. Условие образования и растворения осадка. Влияние одноименных ионов на растворимость. Нахождение молярной растворимости по величине ПР.

VI. Ионно-обменные процессы и их сущность. Условие необратимого протекания ионно-обменных реакций. Составление уравнений ионно-обменных реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Равновесие ”нейтрализация – гидролиз” и его количественные характеристики. Влияние различных факторов на степень гидролиза.

VII. Реакция среды в растворах гидролизующихся солей. Гидролиз многозарядных ионов. Составление уравнений реакций гидролиза.

Выводы по теме:

1. Поведение растворов электролитов можно характеризовать коллигативными законами с применением изотонического коэффициента.

2. Процесс электролитической диссоциации зависит от вида химической связи в молекуле электролита и количественно характеризуется К_д и α.

3. Водные растворы характеризуются определенными значениями рН и рОН.

4. Возможность образования и раствороения осадка определяется с помощью ПР.

5. Процесс гидролиза солей относится к ионным равновесиям, описывается ионными уравнениями и количественно характеризуется К_г и β;

Вопросы для самоконтроля:

1. Объяснить, почему температура замерзания 0,1М раствора NaCl в два раза ниже, чем 0,1М раствора сахара.

2. Какие вещества называются электролитами?

3. Указать причины электролитической диссоциации.

5. Определить степень диссоциации сильного, слабого электролита и неэлектролита.

6. Привести уравнение электролитической диссоциации гидроксида магния, карбоната натрия, соляной кислоты.

7. Определить, в каком из растворов – 0,1M HCl или 0,1М HCN концентрация ионов водорода Н⁺ больше.

8. Рассчитать электропроводности растворов а) 0,01М HCl и 0,1M HCl б) 0,1M CaCl₂ и 0,1M NaCl в) 0,01M HCl и 0,01М HCN. Обсудить результаты.

9. Привести уравнения реакции диссоциации и выражения соответствующих констант диссоциации для электролитов: HCl, HNO₂, HClO, NaOH, NH₄OH.

10. Привести уравнения реакции диссоциации и выражения констант диссоциации электролитов: H₂S, Zn(ОH)₂, H₃PО₄. Cr(ОH)₃.

11. Объяснить зависимость степени диссоциации и изотонического коэффициента от разбавления раствора.

12. Привести значения ионного произведения воды: а) при 25°С, б) при 80°С?

13. Расположить в порядке возрастания значения pH электролиты одинаковой молярной концентрации: а) HF б) СH₃COOH в) HCN г) HCl.

14. Привести в общем виде равновесие, константа равновесия которого называется “произведение растворимости”.

15. Привести выражение ПР для следующих электролитов: AgI, Ag₂S, Bi₂S₃, BaSО₄.

16. К насыщенному раствору AgCl добавили: а) хлорид натрия б) нитрат натрия в) нитрат серебра г) соляную кислоту? В каком случае растворимость AgCl изменится?

18. Как изменяться концентрации всех компонентов равновесного процесса: а) при добавлении сильной кислоты к раствору слабой кислоты, б) при добавлении слабой кислоты к раствору ее соли?

19. Объяснить, почему молекулярному уравнению соответствует одно ионное уравнение, тогда как ионному уравнению соответствует целый ряд равновероятных молекулярных уравнений.

20. Составить уравнения молекулярных и ионно-молекулярных реакций, протекающих в растворах между: а) соляной кислотой и карбонатом кальция; б) азотной кислотой и гидроксидом лития; в) сульфидом натрия и нитратом меди; г) гидроксидом цинка и едким натром; д) бромидом аммония и водой; е) гидросульфитом натрия и водой.

21. Подобрать соответствующие молекулярные уравнения к кратким ионным:

а) 2Br^- + Pb²⁺ = PbВr₂¯

б) Н⁺ + F^- = HF

в) 2Н⁺ + SO₃^2–= H₂O + SO₂

г) Fe³⁺ + 6 F^- = [Fe F₆]^3–

д) S²^- + H₂O = HS^- + OH^-

е) Сu²⁺ + H₂O = CuOH⁺ + H⁺

22. Раствор какой из солей в равной молярной концентрации имеет наибольшее значение рН: NaBr, NaHS, NaHSO₃, NaF?

Раздел 2. Дисперсные системы (8 часов)

⇐ Назад