Как найти кажущуюся степень диссоциации

Кажущаяся степень диссоциации. Изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов электролитов.

Все
свойства раствора электролита, зависящие
от концентрации
ионов, проявляются так, как если бы число
ионов в растворе было меньше, чем это
соответствует полной диссоциации
электро­лита.
В
связи с этим, определяемое по электрической
проводи­мости
(или другими методами) значение степени
диссоциации сильных
электролитов называется кажущейся
степенью диссоциации
(α_каж<1).
Отношение числа ионных частиц в растворе
электролита, полученное по данным
электропроводности и меньшее их истинного
значения, к общему числу молекул
электролита, введенных в раствор,
называется изотоническим коэффициентом
и обозначается i:
i=число
ионов в р-ре + число недиссоциированных
молекулчисло молекул электролита,
введённых в р-р.
Изотонический коэффициент связан с
кажущейся степенью диссоциации сильного
электролита соотношением:
i=(nαk+n-nα)/n=α(k-1)+1,

где
n-
число молекул электролита, введенных
в раствор; nα-
число молекул в растворе, которые
продиссоциировали на ионы;
n-nα
– число оставшихся недиссоциированных
молекул (или число ассоциатов);
nαk-число
ионов в растворе.

Отсюда
α
= i-1k-1
где k
– суммарное число ионов, на которые
диссоциирует одна молекула электролита.
Для
NaCl-k
=2 (Na= Na⁺+Cl^—),
CaCl₂-k=3
(CaCl₂=Ca²⁺+2
Cl^—)
, Al₂(SO₄)₃-k
=5 (Al₂(SO₄)₃=
2 Al³⁺+3
SO₄^2-)
и
т.д.

Аррениус
обратил внимание
на тесную связь между способностью
растворов солей, кислот
и оснований проводить электрический
ток и отклонениями растворов
этих веществ от законов Вант-Гоффа и
Рауля. Он пока­зал,
что по электрической проводимости
раствора можно рассчи­тать
его осмотическое давление, а следовательно,
и поправочный коэффициент i.
Значения
i,
вычисленные
им из электрической про­водимости
хорошо совпали с величинами, найденными
для тех же растворов
иными методами.

Причиной
чрезмерно высокого осмотического
давления раство­ров электролитов
является диссоциация элек­тролитов
на ионы. Вследствие этого, с одной
стороны, увеличи­вается
общее число частиц в растворе, а
следовательно, возрастают осмотическое
давление, понижение давления пара и
изменения температур
кипения и замерзания, с другой, — ионы
обусловли­вают
способность раствора проводить
электрический ток.

Поскольку
физико-химические свойства растворов
зависят от концентрации частиц
растворенного
вещества, в расчетные формулы
физико-химических свойств электролитов
вводится изотонический коэффициент,
позволяющий учесть диссоциацию молекул.
Законы
Рауля и Вант-Гоффа для растворов
электролитов.

π
= iC_BRT

Δt_зам.
= iK_TC_m(B);
Δt_кип.
= iЭ_ТС_m(B)

Ионное произведение воды. РН растворов. Произведение растворимости.

Вода
является слабым электролитом, поэтому
справедливо равновесие H₂O
<=> H⁺
+ OH^—.
K
_H2O
= [H⁺]
x [OH^—]
[H₂O].
K
_H2O
x [H₂O]
= const = K_w
= [H⁺]
x [OH^—]
= 1 x 10^-14
при
25С.
K_w
– ионное произведение воды, она не
зависит от концентрации водорода и
группы ОН. Кислотность р-ра выражают в
единицах рН. шкала рН, как правило,
изменяется от 1 до 14. Если рН=7, то
концентрация ионов [H⁺]
= [OH^—]
= 10^-7
мольл и такая среда называется
нейтральной. Если 0<рН<7, то среда
называется кислой, если рН>7, то среда
называется щелочной. рН измеряется
приборным методом (прибор называется
рН-метр) или визуально по окраске
индикаторной бумаги. Все оттенки красного
на индикаторной бумаге говорят о кислой
среде, все оттенки зелёного и синего
говорят о щелочной среде. В нейтральной
среде универсальная индикаторная бумага
имеет жёлтый цвет. Как рассчитывать: рН
= -lgC_H+
pOH
= -lgC_OH—

pH
+ pOH
= 14

Произведение
растворимости (ПР). ПР – это произведение
концентрций ионов электролитав его
насыщенном растворе. Пример: MgF₂
MgF₂(k)
<=> MgF₂(ж)
<=> Mg²⁺
+ 2F^—
В задачах на ПР ионы магния и фтора (к
примеру) находятся в равновесии с твёрдой
фазой. ПР MgF₂
= [Mg²⁺]
x
[F^—]².
Стехиометрические индексы в формуле
входят в показатели степени. Пример:
определить произведение растворимости
MgF₂,
если его растворимость в воде равна
1,17 х 10^-3
мольл. 1)
MgF₂(k)
<=> Mg²⁺
+ 2F^—
2)ПР_MgF2
= [Mg²⁺]
x
[F^—]²
= (1,17 х 10^-3)
x
(2 x1,17
х 10^-3
)²
мольл. Если в задачах на ПР известно
численное значение растворимости, то
она равна концентрации того иона, который
образуется при диссоциации один.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Решение задач по химии на вычисление кажущейся степени диссоциации кислоты и соли

Задача 518. 
Раствор, содержащий 0,53 г карбоната натрия в 200 г воды, кристаллизуется при -0,13°С. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли.
Решение:
M(Na₂CO₃) = 106 г/моль.  
Теперь определим понижение температуры кристаллизации t_(крист) раствора без учёта диссоциации щёлочи (криоскопическая константа для воды равна 1,86) по формуле:

Здесь 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: 

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации () соли из соотношения:

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

Ответ: 0,9.

Задача 519.
В равных количествах воды растворено в одном случае 0,5 моля сахара, а в другом — 0,2 моля СаСI₂. Температуры кристаллизации обоих растворов одинаковы. Определить кажущуюся степень диссоциации СаСI₂.
Решение:
Из уравнения t_з = KC_M, где К – криоскопическая константа растворителя, которая для воды имеет значение 1,86; С_М – молярная концентрация раствора; tз — понижение температуры замерзания раствора, получим: 

t_з(сахара) = 1,86 ^. 0,5 = 0,930⁰С;
t_з(СaCl₂) = 1,86 . 0,2 = 0,372⁰С

Теперь, учитывая, что температуры кристаллизации обоих растворов одинаковы и,  сравнивая найденные значения t_з сахара и хлорида кальция найдём изотонический коэффициент (i), получим: 

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации () соли из соотношения:

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

Ответ: 0,9.

Задача 520.
При 100°С давление пара раствора, содержащего 0,05 моля сульфата натрия в 450 г воды, равно 100,8 кПа (756,2 мм рт. ст.). Определить кажущуюся степень диссоциации  Na₂SO₄.
Решение:
Понижение давления пара над раствором вычисляем по уравнению: 

где Р₀ – давление насыщенного пара над растворителем, 101,325 кПа; Р – давление насыщенного пара над раствором, 100,800 кПа; N – мольная доля растворённого вещества; n₁, n₂ – количества растворённого вещества и раствора. Находим количество воды в растворе: 

Тогда:

Находим экспериментальное значение:

 P_{(экспер)} = P0 — P = 101,325 — 100,800 = 0,525 Па.

Рассчитаем изотонический коэффициент из соотношения: 

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации () соли из соотношения:

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

Ответ: 0,8.

Задача 521.
В 1 л 0,01М раствора уксусной кислоты содержится 6,26 ^. 10^-21  ее молекул и ионов. Определить кажущуюся степень диссоциации уксусной кислоты.
Решение:
В 1 моль любого вещества содержится 6,02 ^. 10-²³  молекул. Определим количество молекул,   содержащееся в 0,01 моле уксусной кислоты из пропорции:

1 : 6,02 ^. 10^-23 = 0,01 : x; x = (0,01 ^. 6,02 ^. 10^-23)/1 = 6,02 ^. 10^-21                 

Изотонический коэффициент рассчитаем из сравнения теоретического и практического количеств молекул уксусной кислоты:

Рассчитаем кажущуюся степень диссоциации () кислоты из соотношения:

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

Ответ: 0,04.