Общая химия: Сборник заданий-тестов. Горохов А.А. - 59 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ОГУ | Оренбург

Составители: 

Рубрика: 

ион гидроксония H
3
O
+
. Поэтому раствор HCl в воде состоит из
гидратированных ионов H
3
O
+
и Cl
-
, распределенных в воде. В данном случае
процесс растворения приводит к коренным изменениям химического состава
растворяемого вещества. Точно также при растворении в воде уксусной
кислоты или аммиака они подвергаются частичной диссоциации в результате
взаимодействия с растворителем.
Двум указанным причинам появления ионов в растворе – распределению в
объеме растворителя уже существовавших ионов и химическому образованию
ионов – соответствуют уравнения общего вида:
М
+
Х
-
(тв.)
+ Н
2
О ↔ М
+
(водн.)
+ Х
-
(водн.)
(7.1)
НХ
(водн.)
+ Н
2
О ↔ Н
3
О
+
(водн.)
+ Х
-
(водн.)
, (7.2)
Оба эти процесса могут быть равновесными, что и указано двойными
стрелками.
Большинство солей полностью ионизированы как в твердом состоянии, так
и в растворах, а некоторые наиболее распространенные кислоты и основания,
например HCl и NaOH, почти полностью диссоциируют на ионы при
растворении в воде. В таких случаях реакции, представленные уравнениями
(7.1) и (7.2), практически протекают до полного завершения и к ним не следует
применять законы равновесия. Другими словами, для описания ионизации HCl
в водных растворах не нужно использовать константу равновесия.
Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс
и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. В таком
растворе устанавливается равновесие диссоциации, которое количественно
характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Например,
в состоянии равновесия реакция:
CH
3
COOH + H
2
O ↔ H
3
O
+
+ CH
3
COO
-
,
описывается константой равновесия:
[
]
[
]
[][]
OHCOOHCH
COOCHOH
К
23
33
.равн
−+
=
(7.3)
59
ион    гидроксония   H3O+.       Поэтому         раствор   HCl   в   воде   состоит     из
гидратированных ионов H3O+ и Cl- , распределенных в воде. В данном случае
процесс растворения приводит к коренным изменениям химического состава
растворяемого вещества. Точно также при растворении в воде уксусной
кислоты или аммиака они подвергаются частичной диссоциации в результате
взаимодействия с растворителем.
      Двум указанным причинам появления ионов в растворе – распределению в
объеме растворителя уже существовавших ионов и химическому образованию
ионов – соответствуют уравнения общего вида:


                        М+Х-(тв.) + Н2О ↔ М+(водн.) + Х-(водн.)                       (7.1)
                        НХ(водн.) + Н2О ↔ Н3О+(водн.) + Х-(водн.) ,                   (7.2)
   Оба эти процесса могут быть равновесными, что и указано двойными
стрелками.
      Большинство солей полностью ионизированы как в твердом состоянии, так
и в растворах, а некоторые наиболее распространенные кислоты и основания,
например HCl и NaOH, почти полностью диссоциируют на ионы при
растворении в воде. В таких случаях реакции, представленные уравнениями
(7.1) и (7.2), практически протекают до полного завершения и к ним не следует
применять законы равновесия. Другими словами, для описания ионизации HCl
в водных растворах не нужно использовать константу равновесия.
      Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс
и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. В таком
растворе устанавливается равновесие диссоциации, которое количественно
характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Например,
в состоянии равновесия реакция:
CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO-,
описывается константой равновесия:



                      К равн .   =
                                   [H       ][
                                      O + CH 3 COO −
                                        3                  ]
                                   [CH 3 COOH ][H 2 O ]                               (7.3)




                                                                                        59

Страницы