1. Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы.
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):a = n / N
Пример Определите мольную концентрацию катионов и анионов в 0,01 М растворах NH4OH, Ba(OH)2, Степень диссоциации слабых электролитов a = 0,3.
Решение
Ba(OH)2 - сильные электролиты, диссоциирующие полностью (a = 1).
Ba(OH)2 « Ba2+ + 2OH-
[Ba2+] = 0,01 M
[OH-] = 0,02 M
NH4OH - слабые электролиты (a = 0,3)
NH4OH+4 + OH-
К равновесию в раств-ре слаб эл. можно применить законы равновесия.
Константа диссоциации- конст равновесия слабого эл-та.
К=[H+][CH3COO-]/ [CH3COOH3]
К зависит от природы электролита и раств-ля, от t. Характер-ет способность кис-ты ли снования дисс-ть на ионы. Чем выше К, тем лече дисс.
Многоосновные кис-ты и основания двух и более валентных Ме дис-ют ступенчато. В рсстворах этих вещ-в устанавливется сложное равновесие, в которых учавствуют ионы различного заряда.
1 Н2СО3-- Н+ + НСО3- К1 Fe(OH)2--FeOh+ + OH-
2 НСО3- -- Н+ + СО3 2- К2 FeOH+ -- Fe2+ + OH-
К=К1К2 Fe(OH)2 -- Fe2+ + 2OH-
При ступ-й дис. последующий распад в меньшей степени. К1>К2>К3
Т.к. энергия для отрыва иона минимальна от нейтральной молекулы.
Если обозначить С- конц электролита, а- степ дис-ии, то концентрация каждого иона = Са, конц недис-ых молекул С(1-а)
Уравнение Кдис= (Са)^2/C(1-a) или K=(a^2/1-a)C - ЗАКОН Оствальда. Для вычисления степени дис-ии при различных коценрациях электролита. Для растворах с малой степенью дис-ии закон ОСТ упрощается, т.к. а<1, то а в знаменателе можно принебречь К=a^2C or a=√ K/C -Это уравнение показывает связь между С слаб эл-та и его а.: Степень диссоц (а) возрастает при разбавлении раствора.
Вывод вытекает из природы явления диссоциации.. Как всякое химч равновесие, это процесс динамический.
- азотная кислота концентрированная:
С металлами железом (Fe), хромом (Cr), алюминием (Al), золотом (Au), платиной (Pt), иридием (Ir), натрием (Na) - не взаимодействует по причине образования на их поверхности защитной плёнки, которая не позволяет дальше окисляться металлу.
Со всеми остальными металлами при химической реакции выделяется бурый газ (NO2). Например, при химической реакции с медью (Cu):
4HNO3 конц. + Cu = Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O
С неметаллами, например с фосфором:
5HNO3 конц. + P = H3PO4 + 5NO2 + H2O
азотная кислота разбавленная:
При взаимодействии с щелочно-земельными металлами, а также цинком (Zn), железом (Fe), она окисляется до аммиака (NH3) или же до аммиачной селитры (NH4NO3). Например при реакции с магнием (Mg):
10HNO3 разбавл. + 4Zn = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Но может также и образовываться закись азота (N2O), например , при реакции с магнием (Mg):
10HNO3 разбавл. + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 3H2O
С остальными металлами реагирует с образованием оксида азота (NO), например, растворяет серебро (Ag):
2HNO3 разбавл. + Ag = AgNO3 + NO + H2O
Аналогично реагирует с неметаллами, например с серой:
2HNO3 разбавл. + S = H2SO4 + 2NO - окисление серы до образования серной кислоты и выделения газа оксида азота.
- химическая реакция с оксидами металлов, например, оксид кальция:
2HNO3 + CaO = Ca(NO3)2 + H2O - образуется соль (нитрат кальция) и вода
- химическая реакция с гидроксидами (или основаниями), например, с гашеной известью
2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + H2O - образуется соль (нитрат кальция) и вода - реакция нейтрализации
- химическая реакция с солями, например с мелом:
2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2 - образуется соль (нитрат кальция) и другая кислота (в данном случае - угольная, которая распадается на воду и углекислый газ)
