Главная » LED автолампы » О классификации электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты Классифицируйте по силе данные электролиты

О классификации электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты Классифицируйте по силе данные электролиты

Константа диссоциации записана через равновесные концентрации . Но более
правильно, как нам известно (п. 8.10), записывать ее через равновесные активности :

2. Электролиты подразделяются на кислоты и основания. Условимся придерживаться представления Бренстеда–Лоури .

а) Кислота - это донор протона ; отдавая протон (в реакции диссоциации),
она переходит в сопряженное основание, а основание - это акцептор протона ;
связывая протон, основание превращается в сопряженную кислоту.

I. действительное присоединение протона, например:
в) Следовательно, и для слабых кислот, и для слабых оснований можно записать единое уравнение:

Заряды RH и R не указываются, т.к. для разных веществ они могут быть различными.

б) Но для оснований часто пользуются также константами основности К b , например:

в) Какова связь K b с K a ? Для той же кислотно–основной пары, аналогично
(11.5, в), можно записать:

(Концентрация воды в процессе подобных реакций практически не меняется;
поэтому ее при расчете констант K a не учитывают). Нетрудно видеть, что

1 К сильным электролитам относятся электролиты, у которых α > 30 %:

а) все щелочи (основания, образованные металлами s-семейства, за исключением бериллия и магния): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 – практически диссоциируют нацело.

Основания диссоциируют в растворе с образованием катиона металла и гидроксид – ионов.

NaOH → Na + + OH – ;

Ba(OH) 2 → BaOH + + OH – .

Диссоциация многих сильных электролитов по второй стадии протекает не столь активно, как по первой. Поэтому этот процесс можно записать следующим образом:

BaOH + Ba 2 + + OH – .

Суммарное уравнение процесса:

Ba(OH) 2 → Ba 2 + + 2OH – .

б) некоторые кислоты, например: HCl, HClО 4 , HBr, HJ, HNO 3 , H 2 SO 4 .

Кислоты диссоциируют в растворе с образованием ионов водорода и ионов кислотных остатков (т. к. связь между катионом водорода и кислотным остатком более полярная, нежели между ионами в самом кислотном остатке).

HCl → H + + Cl – ;

H 2 SO 4 → H + + HSO 4 – ;

HSO 4 – H + + SO 4 2– (серная кислота по второй стадии диссоциирует хуже, чем по первой, поэтому ставится знак обратимости « »).

Условно суммарное уравнение процесса можно записать как:

H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2– .

в) растворимые соли (α ~ 100 %)

В солях составными частями являются атомы металлов и кислотные остатки. Именно на эти ионы и происходит распад солей при расплавлении или растворении в воде.

Na 3 PO 3 → 3Na + + PO 3 3 – .

г) кислые, основные и комплексные соли при диссоциации по первой ступени.

Кислые соли распадаются на катионы металла и анионы кислотного остатка:

К 2 HРО 3 → 2К + + HРО 3 2 – .

При чем по принципу электростатического притяжения ион(ы) водорода (Н +) остается рядом именно с анионом кислотного остатка (КО n –), а не с катионом металла (Ме n +).

Основные соли распадаются на катионы металла, связанные с гидроскогруппой, и анионы кислотного остатка:

Al(OH) 2 Cl → Al(OH) 2 + + Cl – .

При чем по принципу электростатического притяжения гидроксогруппа(ы) (ОН –) остается рядом именно с катионом металла (Ме n +) , а не с анионом кислотного остатка (КО n –).

Комплексные соли распадаются на ионы внешней сферы и комплексный ион (поскольку связь между ионом внешней сферы и комплексным ионом, как правило, ковалентная полярная или ионная, а между ионами или молекулами в самом комплексном ионе чаще донорно – акцепторная).

K 3 → 3K + + 3– .

2 Слабые электролиты диссоциируют плохо, их α < 3%.

Диссоциация слабых электролитов протекает обратимо, а если при распаде молекулы образуется три и более иона – то еще и ступенчато.

К слабым электролитам можно отнести:

а) все остальные основания:

NН 4 OH NН 4 + + OH – ;

Bе(OH) 2 BеOH + + OH – ;

BеOH + Bе 2 + + OH – ;

б) большинство остальных кислот:

HCN Н + + CN – ;

H 2 СO 3 H + + HСO 3 – ;

HСO 3 – H + + СO 3 2– ;

в) все нерастворимые растворимые соли:

AgCl Ag + + Cl – ;

BaSO 4 Ba 2 + + SO 4 2– ;

г) кислые, основные и комплексные соли при диссоциации по второй и последующим стадиям (первая стадия, как мы помним, протекает необратимо).

Кислая соль:

К 2 HРО 3 → 2К + + HРО 3 2 – ;

HРО 3 2 – H + + РО 3 3 – .

Количество стадий, следующих за первой, определяется количеством ионов водорода, оставшихся рядом с кислотным остатком.

Основная соль:

Al(OH) 2 Cl → Al(OH) 2 + + Cl – ;

Al(OH) 2 + AlOH 2 + + ОН – ;

AlOH + Al 3 + + ОН – .

Количество стадий, следующих за первой, определяется количеством гидроксогрупп, оставшихся рядом с катионом металла.

Комплексные соли:

3– Fe 3+ + 6CN – .

3 Электролиты средней силы имеют α от 3 % до 30 %

1.1.5 Константа диссоциации. Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и в системе существует динамическое равновесие, которое может быть описано константой равновесия, выраженной через концентрации образующихся ионов и непродиссоциировавших молекул, называемой константой диссоциации. Т.е. константа электролитической диссоциации – это не что иное, как константа химического равновесия, применимая к распаду слабого электролита. Для некоторого электролита, распадающегося в растворе на ионы в соответствии с уравнением:

А a В b aА x + + bВ y –

константа диссоциации выразится следующим соотношением:

Константа диссоциации (K D или просто К) – отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K D , тем больше концентрация ионов в растворе.

В многоосновных кислотах и многоокислотных основаниях диссоциация происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей величиной степени диссоциации. Так, ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням (таблица 1).

Таблица 1 – Диссоциация ортофосфорной кислоты

Константа диссоциации K д		Степень диссоциации α
	К 1 = 7,1∙10 –3
	К 2 = 6,2∙10 –8
	К 3 = 5,0∙10 –13

Как видно, K D 1 > K D 2 > K D 3 . Следовательно, наиболее полно диссоциация протекает по первой стадии, поскольку: 1) ион проще оторвать от нейтральной молекулы, чем от заряженного иона: ионы водорода H + значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РО 3– и двухзарядному иону НРО 2– , чем к однозарядному НРО – ; 2) происходит подавление диссоциации, протекающей по второй и последующим стадиям, ионами, образующимися при распаде молекулы по первой ступени (происходит смещение равновесия диссоциации влево за счет одноименных ионов, в случае с фосфорной кислотой – ионами водорода).

Отсюда следует, что распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н + и НРО 2– .

1.1.6 Взаимосвязь константы диссоциации и степени диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Запишем еще раз уравнение диссоциации бинарного соединения, относящегося к слабым электролитам:

АВ А + + В – .

Запишем выражение его константы диссоциации:

К =
.

Если общую концентрацию слабого электролита обозначить С , то равновесные концентрации А + и В – равны α ·С , а концентрация недиссоциированных молекул АВ – (С – α ·С ) = (1 – α )∙С . Тогда выражение (2) в этом случае можно переписать следующим образом:

Таким образом, степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна концентрации и прямо пропорциональна разбавлению раствора; выражение (5) называют законом разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор.

1.1.7 Смещение равновесия диссоциации слабого электролита. Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются, а изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.

Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются. Например, если в раствор хлорноватистой кислоты, являющейся слабым электролитом и диссоциирующей обратимо по схеме

HClO H + + Cl –

ввести какую-либо соль этой кислоты, являющуюся сильным электролитом и диссоциирующую необратимо (например, NaCl → Na + + Cl –) и тем самым увеличить концентрацию ионов Cl – , то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т. е. степень диссоциации хлорноватистой кислоты уменьшается. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. В данном случае уменьшение степени диссоциации хлорноватистой кислоты будет происходить и в случае добавления к ней любой сильной кислоты, содержащей ионы водорода Н + .

Наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Например, при введении в раствор указанной кислоты гидроксид-ионов (образующихся при диссоциации, например, NаOH → Na + + ОН –) , связывающих ионы водорода, диссоциация кислоты возрастает за счет смещения равновесия диссоциации вправо.

На основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод. Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.

Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то осмотическое давление (и другие пропорциональные ему величины) всегда было бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах неэлектролитов. Но ещё Вант-Гофф установил, что коэффициент i

выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам.

Аррениус объяснил этот факт тем, что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы, и ввёл понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Позже было установлено что электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированны практически нацело. Понятие степени диссоциации к ним по существу неприменимо, а отклонение изотонического коэффициента i

от целочисленных значений объясняется другими причинами. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично. Поэтому число ионов в растворах сильных электролитов больше, чем в растворах слабых той же концентрации. И если в растворах слабых электролитов С

ионов мала, расстояние между ними велики и взаимодействие ионов друг с другом незначительно, то в не очень разбавленных растворах сильных электролитов среднее расстояние между ионами вследствие значительной концентрации сравнительно мало. В таких растворах ионы не вполне свободны, движение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благодаря этому притяжению каждый ион как бы окружен шарообразным роем противоположно заряженных ионов, получившим название «ионной атмосферы».

К сильным электролитам принадлежат все соли; из важнейших кислот и оснований к ним относятся HNO3, H2SO4, HClO4, HCl, HBr, HI, KOH, NaOH, Ba(OH)2, и Ca(OH)2.

К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3 и NH4OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой a и выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

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

Степень диссоциации a
- это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N¢ к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если a =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если a =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, K 2 SO 4 в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н 2 S, Н 2 SO 3 , СН 3 СOОН в водных растворах.

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 (K 2 Cl + , KCl 2 - ) и ионных квадруполей (K 2 Cl 2 , KCl 3 2- , K 3 Cl 2+).

Комплексные соединения

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.

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 a <<1.

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НС1, HBr, НNО 3 , НС1O 4 и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H 2 S, HCN, H 2 CO 3 , HNO 2 , 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 - .

Na 2 SO 3 = 2Na + + SO 3 2- .

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


		Na + + OH - .

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

NaHSO 3 Na + + HSO 3 - .

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

HSO 3 - H + + SO 3 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:

KAl(SO 4) 2 K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .

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

K 3 3K + + 3- .

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

3- Fe 3+ + 6CN - .

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита АК в растворе установится равновесие:

КА К + + А - ,

которое количественно описывается величиной константы равновесия К д, называемой константой диссоциации:

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO 2 ионов Н + больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO 2) = 4,6·10 - 4 , а К(HCN) = 4,9·10 - 10 .

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO 2 , CH 3 COOH) величина константы диссоциации К д связана со степенью диссоциации и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

Для практических расчетов при условии, что <<1 используется приближенное уравнение

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH 3 COONa к водному раствору CH 3 COOH 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:

D G T 0 = - RTlnK д. (13.5)

Уравнение (13.5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач
Определить концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K 3 PO 4 .

Решение. K 3 PO 4 – сильный электролит и в водном растворе диссоциирован нацело:

K 3 PO 4 3 К + + РО 4 3- .

Следовательно, концентрации ионов К + и РО 4 3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Определить степень диссоциации a д и концентрацию ионов ОН - (моль/л) в 0,03 М растворе NH 4 OH при 298 К, если при указанной температуре К д (NH 4 OH) = 1,76× 10 - 5 .

Решение. Уравнение диссоциации электролита: NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Концентрации ионов: = ca ; = ca , где c – исходная концентрация NH 4 OH моль/л. Следовательно:

Поскольку a << 1, то К д » сa 2 . Константа диссоциации

зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH 4 OH. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость a слабого электролита от концентрации.

или 2,4 %

Откуда = 2,4·10 - 2 ·0,03 = 7,2·10 -4 моль/л.

Определить константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH 3 CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH 3 CОOH СН 3 СОО - + Н + .

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

Так как = [Н + ] и » c исх (CH 3 CОOH), то

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К д » ca 2 .

Константа диссоциации HNO 2 при 298К равна 4,6× 10 - 4 . Найти концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO 2 равна 5 %.

К д ca 2 , откуда получаем c исх (HNO 2) = 4,6·10 - 4 /(5·10 - 2) 2 = 0,184 М.

. На основе справочных данных рассчитать константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

НСООН Н + + СООН- .

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

G T 0 = - 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (13.5). Из этого уравнения получаем:
lnK д = - D G T 0 /RT= - 21500/(8,31 298) = - 8,68.

Откуда находим: K д = 1,7× 10 - 4 .

Задачи для самостоятельного решения

В растворах электролитов реакции протекают между ионами и идут до конца в случае образования труднорастворимых, малодиссоциированных и легколетучих веществ.

Пример записи уравнения ионной реакции:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 ; (87)

Fe 2+ + 2OH - = Fe(OH) 2 ¯.

Многие химические реакции протекают при определенной реакции сре-ды – определенном соотношении ионов H + и OH - .

Применение закона действия масс к процессу диссоциации воды приводит к понятию об ионном произведении воды:

H 2 О = H + + OH - ;K = . (88)

Поскольку в разбавленных растворах концентрация нейтральных молекул воды Н 2 О практически постоянна, то величина

K B = K× = × (89)

при данной температуре тоже является постоянной. Эта величина получила название ионного произведения воды. Из опытных данных известно, что K B = 1,8×10 -16 , а концентрация молекул воды в одном литре определяется по формуле:

H 2 О = H 2 О = = 55,56. (90)

Следовательно,

K B = 1,8×10 -16 ×55,56 = 1×10 -14 ; (91)

1×10 -14 = 1×10 -7 . (92)

Прологарифмировав уравнение (1.87) и обозначив отрицательные лога-рифмы концентраций ионов Н + и ОН - через рН и рОН, получим:

pH = -lg; pOH = -lg; (93)

Шкала рН имеет вид:

Кислая Нейтральная Щелочная

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

В нейтральной среде [Н + ] = [ОН - ], следовательно,

pH = pOH = 7. (94)

В кислой среде, где концентрация Н + больше, pH < 7, в щелочной, где концентрация Н + меньше, pH > 7.

Гидролиз - взаимодействие катионов и анионов солей с водой. Результатом гидролиза является образование слабых (малодиссоциирующих) электролитов - оснований или кислот.

Рассмотрим основные случаи гидролиза солей.

1) Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaCl, KNO 3 , Na 2 SO 4). Реакция раствора соли практически нейтральная, гидролизу такие соли не подвергаются.

В водном растворе хорошо растворимый сильный электролит диссоциирован нацело: NaCl = Na + + Cl - , взаимодействие ионов Na + и Cl - с молекулами воды к образованию слабого электролита не приводит, реакция гидролиза отсутствует.

2) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (например, Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 , COONa). Реакция раствора соли щелочная, в результате реакции гидролиза образуется слабый электролит - кислота:

Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2 - ; (95)

CO 3 2 - + H 2 O ⇄ HCO 3 - + OH - ; (96)

HCO 3 - + H 2 O ® H 2 CO 3 + OH - ; (97)

CH 3 COONa = CH 3 COO - + Na + ; (98)

CH 3 COO - + H 2 O ⇄ CH 3 COOH + OH - . (99)

3) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (например, FeSO 4, CuCl 2 , AlCl 3). Реакция раствора соли кислая, в результате реакции гидролиза образуется слабый электролит – основание:

CuCl 2 = Cu 2+ + 2Cl – ; (100)

Cu 2+ + H 2 O ⇄ CuOH + + H + ; (101)

CuOH + + H 2 O ⇄ Cu(OH) 2 + H + ; (102)

FeSO 4 = F 2+ + SO 4 2– ; (103)

Fe 2+ + H 2 O ⇄ FeOH + + H + ; (104)

FeOH + +H 2 O ⇄ Fe(OH) 2 + H + . (105)

Напомним, что реакции гидролиза обратимы , поскольку вода – один из самых слабых электролитов, и равновесие реакции гидролиза сильно смещено влево, до конца гидролиз практически никогда не идет.

4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (например, CH 3 COONH 4 , Al 2 S 3 , Cr 2 S 3). Реакция гидролиза идет практически до конца, она является в данном случае необратимой. Образующиеся при гидролизе катиона ионы Н + связываются образующимися при гидролизе аниона ионами ОН – :

CH 3 COONH 4 = CH 3 COO – + NH 4 + ; (106)

CH 3 COO – + H 2 O ⇄ CH 3 COOH + OH – ; (107)

NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 4 OH + H + ; (108)

H + + OH – ® H 2 O; (109)

2Al 3+ + 6H 2 O ⇄ Al(OH) 3 + 6H + ,

Al 2 S 3 + H 2 O ® (110)

3S 2– + 6H 2 O ⇄ 3H 2 S + 6OH – ;

H + + OH – ® H 2 O.

Соль Al 2 S 3 , таким образом, водой разлагается полностью:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2 Al(OH) 3 ¯ + 3H 2 S. (111)

1.4.6. Кристаллогидраты

В водных растворах ионы солей всегда гидратированы. Часто эти соединения – гидраты – столь прочны, что не разрушаются при выделении вещества из раствора. Кристаллические гидраты и называются кристаллогидратами . Их кристаллические решетки образованы гидратированными ионами, например:

CuSO 4 × 5H 2 O - 2+ и 2– ; (112)

CoCl 2 × 6H 2 O - 2+ и 2Cl – . (113)

Ионы солей можно рассматривать как комплексные соединения. Попадая в почву, соли загрязняют ее, повышая кислотность или щелочность почвы в результате гидролиза. Влажная соль вызывает коррозию металлических емкостей.

1.4.7. Особенности транспортировки солей

Перевозят соли в бумажных, полиэтиленовых мешках или специальных контейнерах в крытых вагонах.

Неукоснительного соблюдения правил перевозок опасных химических грузов требует транспортировка солей, способных разлагаться с выделением кислорода или воспламеняться в смеси с другими веществами. К таким солям относятся хлораты, перхлораты, нитраты, перманганаты и др.:

4KClO 3 ® KCl + 3KClO 4 ; (114)

KClO 4 ® KCl + 2O 2 ; (115)

2Pb(NO 3) 2 ® 2PbO + 4NO 2 + O 2 ; (116)

5KMnO 4 ® K 2 MnO 4 + K 3 MnO 4 + MnO 2 + 3O 2 . (117)

Так, хлорат калия KClO 3 (бертолетова соль) в смеси с легко окисляющимися веществами (фосфором, серой, углем и некоторыми органическими веществами) взрывается от удара. Взрывоопасные смеси образуют хлораты, перманганаты с концентрированной серной кислотой.

Комплектуя железнодорожные составы, нельзя рядом размещать цистерны и вагоны с веществами, которые энергично взаимодействуют друг с другом.

Свои особенности имеет перевозка нитрата аммония (аммиачная селитра). Эта соль широко используется в технике и прежде всего при производстве взрывчатых веществ, в сельском хозяйстве – в качестве удобрения.

При нагревании до 300°С или при детонации нитрат аммония подвержен взрывному распаду:

2NН 4 NO 3 ® 2N 2 + O 2 + 4H 2 O+ 238 (кДж). (118)

Хранить и перевозить навалом эту соль нельзя. Хранят ее в бумажных пятислойных мешках с тремя битумными слоями. В помещении не должно быть других удобрений, горючесмазочных материалов, органических веществ. Перевозят аммиачную, калиевую, натриевую селитры в специальных вагонах, оборудованных резинокордными контейнерами.

Хлорид и сульфат аммония хранят в бумажных мешках.

В битумированных или полиэтиленовых мешках хранят удобрения – фосфоритную муку Са 3 (РО 4) 2 , простой суперфосфат , двойной суперфосфат Са(Н 2 РО 4) 2 , сложные (смешанные) удобрения (аммофос, нитрофоску и др.).

При транспортировке фосфорных удобрений возможно образование пылегазовых смесей – фтористых соединений SiF 4 , H 2 SiF 6 (побочных продуктов, образующихся при получении удобрений). Поэтому вагоны после выгрузки двойного суперфосфата, фосфоритной муки моют горячей водой под давлением. Однако нельзя мыть вагоны, в которых перевозился простой суперфосфат. Содержащийся в нем сульфат кальция (гипс) при обработке водой затвердевает,

поэтому от простого суперфосфата вагоны отмывают 2–3%-ным раствором кальцинированной соды Na 2 CO 3 . Сливные воды сильно загрязняют почву, поэтому их следует сливать в очистительные емкости.

Специализированные вагоны для перевозки минеральных удобрений имеют кузова из низколегированной стали, которая под действием солей подвергается коррозии, в качестве защиты от коррозии можно использовать полимерные покрытия, стеклоткани. Коррозионную стойкость узлов и деталей вагонов можно повысить, используя пластмассы, легированные стали, коррозионно-стойкие легкие сплавы.

2. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1) Какие химические соединения называются оксидами? Назовите известный кислотный оксид из взаимодействующих с водой. Какие из нижеприведенных оксидов попарно могут между собой взаимодействовать: CaO, CO 2 , SiO 2 , Al 2 O 3 , BaO? .Напишите уравнения реакций и укажите условия их проведения.

2) Какие химические соединения называются: а) кислотами; б) основаниями (гидроксидами)? Какие основания называются щелочами? Приведите примеры кислот и оснований, назовите их.

3) Можно при добавлении кислоты к раствору соли получить гидроксид металла?

4) Чем определяется сила кислот и оснований?

5) Какова может быть основность кислоты?

6) К какому классу соединений относится вода?

7) Что является условием возможности получения кислот из солей действием других кислот?

8) Зачем вводится кислород в реакции получения азотной кислоты из диоксида азота?

9) Напишите уравнения электролитической диссоциации соляной, серной, азотной, ортофосфорной, угольной, уксусной кислот, а также гидроксидов натрия, калия, кальция, аммония. Укажите сильные и слабые электролиты.

10) Что такое амфолиты? Приведите примеры, напишите уравнение электролитической диссоциации амфолитов.

11) Как меняется степень диссоциации электролита при разбавлении?

12) Какие соединения называются солями? Назовите соли соляной, азотной, серной, ортофосфорной, угольной, уксусной кислот по международной номенклатуре.

13). Напишите уравнение электролитической диссоциации аммонийных солей азотной и серной кислот.

14) Что называется гидролизом солей? Как меняется реакция среды при растворении в воде различных солей? Какой величиной выражается кислотность среды?

15) Валентность и степень окисления. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

16) Почему соляную кислоту нельзя перевозить в обычных стальных цистернах?

17) Почему концентрированную азотную кислоту можно хранить в железной таре, а разбавленную – нет?

18) Чем объяснить, что концентрированная азотная кислота имеет буроватый оттенок?

19) В чем заключается пассивация металлов концентрированными азотной и серной кислотами? Напишите уравнение реакции между концентрированной азотной кислотой и алюминием.

20) Можно ли ставить рядом цистерны с концентрированной азотной кислотой и органическими растворителями – скипидаром, ацетоном и др.? Что может произойти в случае столкновения цистерн при аварии и разлива этих веществ?

21) С чем связано обугливание органических веществ – углеводов концентрированной серной кислотой?

22) Можно ли разлившуюся концентрированную серную кислоту нейтрализовать водой?

23) Почему концентрированные и разбавленные азотная, серная кислоты перевозятся в разных цистернах?

24) В каких цистернах перевозят 100%-ную серную кислоту?

25) В каких цистернах перевозят кислотный меланж, олеум?

26) Какие соли относятся к опасным химическим грузам? Почему эти соли считают опасным при транспортировке?

27) Как хранят и перевозят аммиачную селитру? Укажите окислитель и восстановитель в окислительно-восстановительной реакции разложения аммиачной селитры при нагревании или детонации?

28) Фосфорные удобрения. От каких фосфорных удобрений вагоны отмывают: а) горячей водой под давлением; б) раствором кальцинированной соды? Почему сливные воды рекомендуется пропускать через очистные емкости?

29) Почему газообразный аммиак перевозят в сжиженном состоянии?

30) Какие трафареты ставят на цистернах с соляной кислотой, сжиженным аммиаком?

3. ТЕСТ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

В предлагаемом тестовом задании предусмотрены готовые ответы, среди которых правильным является только один. Работая с тестом, надо отметить (например, обвести кружком) номера правильных ответов, после чего сверить ответы с эталоном, который приведен в конце методических указаний. Для ответа на каждый вопрос надо постараться затрачивать не более одной минуты.

1. Только кислотные оксиды содержатся в ряду:

1) K 2 O, Mn 2 O 7 , SO 2 ; 3) CuO, SO 3 , CrO 3 ;

2) P 2 O 5 , SO 3 , CO 2 ; 4) CO 2 , CaO, SiO 2 .

2. Только амфотерные гидроксиды находятся в ряду:

1) Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 ; 3) RbOH, Ca(OH) 2 ;

2) Cu(OH) 2 , Fe(OH) 3 ; 4) Mn(OH) 2 , Cr(OH) 2 .

3. Гидроксид натрия будет взаимодействовать с веществом:

1) СаО; 3) СO 2 ;

2) СаCO 3 ; 4) Na 2 O.

4. В химическое взаимодействие могут вступать следующие пары веществ:

1) SO 3 и HCl; 3) P 2 O 5 и SO 2 ;

2) CO 2 и NO 2 ; 4) CaH 2 и H 2 O.

5. Нейтрализовать раствор серной кислоты можно с помощью:

1) СH 3 OH; 3) NaH 2 PO 4 ;

2) Mg(OH) 2 ; 4) FeCl 3 .

6. Во всех приведенных ниже схемах химических реакций:

HCl + . . . ® NaCl + H 2 O;

CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O;

Al(OH) 3 + . . . ® Na;

FeCl 3 ® Fe(OH) 3 + NaCl

пропущено одно и то же вещество:

1) Na 2 O; 3) NaOH;

2) Na 2 CO 3 ; 4) H 2 SO 4 .

7. Одновременно основной и кислотный оксиды образуются при термическом разложении соли:

1) СuCO 3 ; 3) NH 4 NO 3 ;

2) NaNO 3 ; 4) KClO 3 .

8. Среди приведенных ниже схем реакцией нейтрализации является:

1) NaCl + H 2 SO 4 ® . . . ; 3) FeS + H 2 SO 4 ® . . . ;

2) Cu + HNO 3 ® . . . ; 4) NaOH + H 2 SO 4 ® . . . .

9. В полученном из раствора карбоната натрия кристаллогидрате содержится 19,8 % натрия. Формула полученного кристаллогидрата:

1) Na 2 CO 3 ; 3) Na 2 CO 3 ×7H 2 O;

2) Na 2 CO 3 ×H 2 O; 4) Na 2 CO 3 ×10H 2 O.

10. Раствор какого вещества в воде имеет щелочную среду:

1) газа хлороводорода; 3) ацетата аммония;

2) сульфата аммония; 4) соды?

Ответы

Библиографический список

1. Глинка Н. Л. Общая химия. Л.: Химия, 1990.

2. Курс общей химии / Под ред. Н. В. Коровина/ Высшая школа. М., 1990.

3. Специальные цистерны и вагоны для перевозки химических и нефтяных продуктов / НИИТЭХим. М., 1968.

4. Прохоров А. А., Суворов С. В., Боярчук И. Ф. Профилактические меры при перевозке опасных грузов на железнодорожном транспорте: М.: Транспорт, 1985.

КРУГЛОВА Лидия Николаевна,

ЗЫРЯНОВА Ирина Михайловна

КЛАССИФИКАЦИЯ И СВОЙСТВА

НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ,

ОСОБЕННОСТИ ИХ ПЕРЕВОЗКИ

Похожие статьи