- Отличать сильные и слабые электролиты от неэлектролитов и записывать уравнения диссоциации (→ или ⇌, многоосновные кислоты по ступеням).
- С помощью Ka, степени диссоциации и Kw находить c(H⁺), c(OH⁻) и pH слабых кислот и сравнивать сильные и слабые кислоты при одинаковой концентрации или одинаковом pH.
- Предсказывать, кислая, щелочная или нейтральная среда у раствора соли, записывать уравнения гидролиза и объяснять влияние температуры, разбавления и добавленной кислоты.
- С помощью Ksp решать, выпадет ли осадок, и записывать балансы зарядов, материальный и протонный, чтобы упорядочить концентрации ионов.
Чистая вода почти не проводит ток, но щепотка поваренной соли заставляет лампочку прибора ярко гореть, а столько же уксуса — лишь тускло светиться. Раствор соды (Na₂CO₃) окрашивает фенолфталеин в малиновый цвет, хотя в соли нет OH⁻, а «нерастворимый» хлорид серебра всегда чуть-чуть растворяется. Все три факта объясняет одна теория: в воде электролиты распадаются на ионы, а сколько ионов будет, решают несколько равновесий. Этот урок — о ней. Расчёты концентраций и pH сильных кислот, щелочей и их смесей — в уроке «Концентрация растворов и расчёты pH», ионные уравнения и качественные реакции — в уроке «Ионные реакции и качественные реакции на ионы».
Сильные и слабые электролиты; диссоциация слабых кислот
Соединение, которое проводит ток в водном растворе или в расплаве, потому что распадается на свободно движущиеся ионы, — диссоциирует (电离). Кислоты, основания, соли и оксиды металлов — электролиты. Сахар, этанол, CO₂, SO₂ и NH₃ — неэлектролиты: растворы CO₂, SO₂ и NH₃ проводят ток лишь потому, что эти газы образуют с водой электролиты H₂CO₃, H₂SO₃ и NH₃·H₂O. Простые вещества (Cu, Cl₂) и смеси (соляная кислота, рассол) не относятся ни к электролитам, ни к неэлектролитам.
Сильные электролиты диссоциируют полностью: сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄), щёлочи (NaOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂) и почти все соли — даже BaSO₄ и CaCO₃, ведь та малая часть, что растворилась, целиком распадается на ионы. Слабые электролиты диссоциируют лишь частично и обратимо: слабые кислоты (CH₃COOH, H₂CO₃, H₂SO₃, H₂S, HF, HClO), слабые основания (NH₃·H₂O, Fe(OH)₃, Cu(OH)₂) и вода. «Сильный» говорит о полноте диссоциации — не о растворимости и не об электропроводности раствора: проводимость зависит от концентрации и заряда свободных ионов.
| Электролит | Диссоциация в воде | Что запомнить |
|---|---|---|
| Сильная кислота | H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻ | одна стрелка «→»: полностью |
| Соль | Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻ | считай ионы: 1 моль соли даёт 5 моль ионов |
| Кислая соль сильной кислоты | NaHSO₄ → Na⁺ + H⁺ + SO₄²⁻ | в расплаве: NaHSO₄ → Na⁺ + HSO₄⁻ |
| Кислая соль слабой кислоты | NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻ | HCO₃⁻ на этой стадии не расщепляют на H⁺ и CO₃²⁻ |
| Слабая кислота | CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺ | обратимо: «⇌» |
| Слабая многоосновная кислота | H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻; HCO₃⁻ ⇌ H⁺ + CO₃²⁻ | по ступеням; первая ступень — главная |
| Слабое основание | NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ | многокислотные слабые основания пишут в одну стадию: Fe(OH)₃ ⇌ Fe³⁺ + 3OH⁻ |
- c(H⁺), c(A⁻), c(HA)равновесные молярные концентрации, моль/л
- Kaконстанта диссоциации кислоты (电离常数): чем больше Ka, тем сильнее кислота; зависит только от температуры (для основания — Kb)
- αстепень диссоциации (电离度): доля распавшихся на ионы молекул; меняется с концентрацией
- cисходная концентрация кислоты, моль/л
Если α меньше примерно 5 %, c(HA) ≈ c, поэтому Ka ≈ cα² и c(H⁺) ≈ √(Ka · c). При 25 °C: Ka(HF) ≈ 6,3 · 10⁻⁴, Ka(CH₃COOH) ≈ 1,8 · 10⁻⁵, Ka₁(H₂CO₃) ≈ 4,5 · 10⁻⁷, Ka(HClO) ≈ 4 · 10⁻⁸, Ka₂(H₂CO₃) ≈ 4,7 · 10⁻¹¹ — сила кислот убывает в этом порядке.
1) При 25 °C для 0,1 моль/л раствора слабой кислоты HA Ka = 1 · 10⁻⁵. Найди c(H⁺), pH и α.
2) В 0,01 моль/л растворе кислоты HB продиссоциировало 2 % молекул. Найди c(H⁺) и Ka.
3) У какого 0,1 моль/л раствора pH меньше: HF или CH₃COOH? (Значения Ka — под формулой выше.)
Показать решениеСкрыть решение
2) c(H⁺) = cα = 0,01 · 0,02 = 2 · 10⁻⁴ моль/л; Ka ≈ cα² = 0,01 · (0,02)² = 4 · 10⁻⁶.
3) Ka(HF) ≈ 6,3 · 10⁻⁴ больше: HF диссоциирует сильнее, и в его растворе больше H⁺. pH меньше у HF, хотя обе кислоты слабые.
| Изменение | Смещение | α | c(H⁺) | Ka |
|---|---|---|---|---|
| Добавить воду (разбавить) | → | ↑ | ↓ | = |
| Нагреть | → | ↑ | ↑ | ↑ |
| Добавить твёрдый NaA (одноимённый ион A⁻) | ← | ↓ | ↓ | = |
| Добавить немного HCl | ← | ↓ | ↑ | = |
| Добавить твёрдый NaOH | → | ↑ | ↓ | = |
| Сравниваем HCl и CH₃COOH | Одинаковые c и V | Одинаковые pH и V |
|---|---|---|
| c(H⁺) в начале | HCl > CH₃COOH | = |
| Концентрация кислоты | = | CH₃COOH ≫ HCl |
| Начальная скорость с Zn | HCl > CH₃COOH | = |
| n(NaOH) на нейтрализацию; V(H₂) с избытком Zn | = | CH₃COOH > HCl |
| pH после разбавления в 10 раз | HCl: +1; CH₃COOH: растёт меньше чем на 1 | HCl: +1; CH₃COOH: растёт меньше чем на 1 и теперь кислее |
При 25 °C у 10 мл соляной кислоты и 10 мл раствора уксусной кислоты одинаковый pH = 3. Какое утверждение верно?
A) Молярные концентрации кислот одинаковы.
B) После разбавления каждого раствора до 100 мл у обоих pH = 4.
C) С избытком цинка раствор уксусной кислоты даёт больше водорода.
D) На нейтрализацию соляной кислоты нужно больше NaOH.
Показать решениеСкрыть решение
Диссоциация воды: Kw и среда растворов
Сама вода — очень слабый электролит: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻ (точнее, 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻). В чистой воде при 25 °C c(H⁺) = c(OH⁻) = 1 · 10⁻⁷ моль/л: диссоциирует лишь примерно одна молекула из 5,6 · 10⁸ (1 л воды — это около 55,6 моль). Диссоциация идёт с поглощением теплоты, поэтому при нагревании усиливается.
- Kwионное произведение воды (水的离子积); зависит только от температуры: около 1,0 · 10⁻¹⁴ при 25 °C и около 5,5 · 10⁻¹³ при 100 °C (в задачах часто дают округлённое «при более высокой температуре Kw = 1 · 10⁻¹²»)
- c(H⁺), c(OH⁻)общие концентрации ионов в растворе независимо от их источника, моль/л
Kw выполняется и в чистой воде, и в любом разбавленном водном растворе — кислом, щелочном или нейтральном. Добавленные H⁺ или OH⁻ (кислота, щёлочь) подавляют диссоциацию воды; ионы, связывающие H⁺ или OH⁻ (гидролизующиеся соли), усиливают её.
При 25 °C:
1) Найди c(OH⁻) в 0,01 моль/л HCl и концентрацию H⁺, которую дала вода.
2) В растворе вода образовала всего 1 · 10⁻¹¹ моль/л H⁺. Каким может быть pH?
3) pH раствора NH₄Cl равен 5. Какую концентрацию H⁺ образовала в нём вода?
Показать решениеСкрыть решение
2) Диссоциация воды подавлена (10⁻¹¹ < 10⁻⁷), значит, в растворе есть кислота или щёлочь: pH = 3 (кислота; OH⁻ = 10⁻¹¹ — от воды) или pH = 11 (щёлочь; H⁺ = 10⁻¹¹ — от воды).
3) NH₄⁺ связывает OH⁻ воды, а все H⁺ в растворе — от воды: 1 · 10⁻⁵ моль/л. Диссоциация воды усилена — в 100 раз больше, чем в чистой воде.
Среда кислая, если c(H⁺) > c(OH⁻), нейтральная, если c(H⁺) = c(OH⁻), и щелочная, если c(H⁺) < c(OH⁻). Число pH = −lg c(H⁺) — лишь удобная шкала: при 25 °C нейтральный раствор имеет pH 7, но при Kw = 1 · 10⁻¹² нейтральный раствор имеет pH 6. Изменение pH на единицу — это изменение c(H⁺) в 10 раз. Расчёт pH сильных кислот, щелочей и их смесей — тема урока «Концентрация растворов и расчёты pH»; здесь вопросы о слабых электролитах и о том, в какую сторону смещено равновесие.
| Индикатор | Интервал перехода окраски, pH | Окраска |
|---|---|---|
| Метилоранж | 3,1–4,4 | красная → оранжевая → жёлтая |
| Лакмус | 5,0–8,0 | красная → фиолетовая → синяя |
| Фенолфталеин | 8,2–10,0 | бесцветная → розовая → малиновая |
Гидролиз солей и балансы в растворе
Взаимодействие ионов соли с водой, при котором образуется слабый электролит. Анион слабой кислоты отнимает у воды H⁺: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ (среда щелочная). Катион слабого основания отнимает OH⁻: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺ (среда кислая). Гидролиз — процесс, обратный нейтрализации, поэтому он идёт слабо, обратимо и с поглощением теплоты.
- Гидролиз пиши со знаком ⇌ и без ↓ и ↑ — он идёт слабо: Fe³⁺ + 3H₂O ⇌ Fe(OH)₃ + 3H⁺.
- Анионы многоосновных кислот гидролизуются по ступеням, главная — первая: CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻, затем HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻. Никогда не пиши CO₃²⁻ + 2H₂O ⇌ H₂CO₃ + 2OH⁻.
- Катионы вроде Al³⁺ и Fe³⁺ записывают в одну стадию: Al³⁺ + 3H₂O ⇌ Al(OH)₃ + 3H⁺.
- Кислые соли: NaHSO₄ только диссоциирует (сильнокислая среда); в NaHCO₃ гидролиз преобладает над диссоциацией (щелочная среда); в NaHSO₃ диссоциация преобладает над гидролизом (кислая среда).
- Смещение гидролиза: нагревание и разбавление усиливают его (горячий раствор соды лучше смывает жир); добавка H⁺ подавляет гидролиз катионов вроде Fe³⁺, добавка OH⁻ — гидролиз анионов вроде CO₃²⁻.
- Khконстанта гидролиза аниона A⁻ (для катиона слабого основания Kh = Kw / Kb)
- Kaконстанта диссоциации соответствующей кислоты HA
- cконцентрация соли, моль/л
Чем меньше Ka, тем больше Kh: правило «чем слабее кислота, тем щелочнее её соль» в числах. Поскольку Kh(CH₃COO⁻) = 10⁻¹⁴ / (1,8 · 10⁻⁵) ≈ 5,6 · 10⁻¹⁰ намного меньше Ka, смесь равных количеств CH₃COOH и CH₃COONa кислая: диссоциация преобладает над гидролизом.
1) При 25 °C Ka(HA) = 1 · 10⁻⁵. Найди pH 0,1 моль/л раствора NaA.
2) Расположи 0,1 моль/л растворы CH₃COONa, NaClO, Na₂CO₃ и NaCl в порядке убывания pH.
3) Почему раствор FeCl₃ готовят, растворяя соль в соляной кислоте, и что остаётся, если раствор FeCl₃ выпарить досуха и остаток сильно прокалить?
Показать решениеСкрыть решение
2) Сравни кислоты, стоящие за анионами: CH₃COOH (1,8 · 10⁻⁵) > HClO (4 · 10⁻⁸) > HCO₃⁻ (4,7 · 10⁻¹¹; кислота, стоящая за CO₃²⁻, — это HCO₃⁻). Чем слабее кислота, тем сильнее гидролиз: Na₂CO₃ > NaClO > CH₃COONa > NaCl (NaCl: pH 7).
3) Fe³⁺ + 3H₂O ⇌ Fe(OH)₃ + 3H⁺: добавленные H⁺ смещают равновесие влево, и раствор не мутнеет. При выпаривании HCl улетучивается, гидролиз идёт до конца и образуется Fe(OH)₃; при прокаливании остаётся Fe₂O₃. Соль нелетучей кислоты, например Fe₂(SO₄)₃, при выпаривании даёт исходную соль.
- 1баланс зарядов (电荷守恒): раствор электронейтрален; каждый ион умножают на его заряд, поэтому CO₃²⁻ считается дважды
- 2материальный баланс (物料守恒): формула Na₂CO₃ задаёт n(Na) = 2n(C), а углерод распределён между CO₃²⁻, HCO₃⁻ и H₂CO₃
- 3протонный баланс (质子守恒): OH⁻, отданные водой, равны свободным H⁺ плюс H⁺, принятым CO₃²⁻ (один в HCO₃⁻, два в H₂CO₃); это строка 1 минус строка 2
Три баланса раствора Na₂CO₃. Порядок концентраций: c(Na⁺) > c(CO₃²⁻) > c(OH⁻) > c(HCO₃⁻) > c(H⁺) — OH⁻ дают обе ступени гидролиза и вода, поэтому его больше, чем HCO₃⁻.
1) Запиши баланс зарядов, материальный и протонный балансы для раствора CH₃COONa и расположи его ионы по концентрации.
2) Расположи ионы в растворе NH₄Cl и запиши баланс зарядов.
3) Равные количества CH₃COOH и CH₃COONa растворены вместе; pH раствора < 7. Расположи ионы.
Показать решениеСкрыть решение
2) NH₄⁺ слабо гидролизуется, среда кислая: c(Cl⁻) > c(NH₄⁺) > c(H⁺) > c(OH⁻); c(NH₄⁺) + c(H⁺) = c(Cl⁻) + c(OH⁻).
3) Диссоциация CH₃COOH (Ka ≈ 1,8 · 10⁻⁵) преобладает над гидролизом CH₃COO⁻ (Kh ≈ 5,6 · 10⁻¹⁰), поэтому c(H⁺) > c(OH⁻). Тогда из баланса зарядов c(Na⁺) + c(H⁺) = c(CH₃COO⁻) + c(OH⁻) следует c(CH₃COO⁻) > c(Na⁺): c(CH₃COO⁻) > c(Na⁺) > c(H⁺) > c(OH⁻); материальный баланс: c(CH₃COO⁻) + c(CH₃COOH) = 2c(Na⁺).
Какое соотношение верно для 0,1 моль/л раствора Na₂S?
A) c(Na⁺) = 2c(S²⁻)
B) c(OH⁻) = c(H⁺) + c(HS⁻) + 2c(H₂S)
C) c(Na⁺) + c(H⁺) = c(S²⁻) + c(HS⁻) + c(OH⁻)
D) c(Na⁺) = c(S²⁻) + c(HS⁻) + c(H₂S)
Показать решениеСкрыть решение
Равновесие растворения и произведение растворимости Ksp
Абсолютно нерастворимых солей нет: «нерастворимый» (难溶) в китайских таблицах означает менее 0,01 г в 100 г воды при 20 °C. В насыщенном растворе над твёрдым AgCl растворение и осаждение идут с одинаковой скоростью — это динамическое равновесие: AgCl(тв) ⇌ Ag⁺(р-р) + Cl⁻(р-р). Как у любого равновесия, у него есть константа.
- Kspпроизведение растворимости (溶度积, ПР); для данного вещества зависит только от температуры; твёрдое вещество не записывают
- Qионное произведение: то же выражение с фактическими концентрациями в любой момент, не обязательно равновесными
- sрастворимость в моль/л; для соли AB типа 1 : 1 в чистой воде s = √Ksp
Ksp напрямую сравнивает растворимость только солей одного типа (AgCl, AgBr, AgI — все 1 : 1). У Ag₂CrO₄ Ksp меньше, чем у AgCl, но растворяется он лучше. При 25 °C: Ksp(AgCl) = 1,8 · 10⁻¹⁰, Ksp(AgI) = 8,5 · 10⁻¹⁷, Ksp(BaSO₄) = 1,1 · 10⁻¹⁰.
1) Прими Ksp(BaSO₄) = 1,0 · 10⁻¹⁰. Найди растворимость BaSO₄ в чистой воде и в 0,01 моль/л растворе Na₂SO₄.
2) Смешивают равные объёмы 2 · 10⁻⁴ моль/л AgNO₃ и 2 · 10⁻⁴ моль/л NaCl. Выпадет ли осадок AgCl? (Ksp(AgCl) = 1,8 · 10⁻¹⁰)
3) К взвеси белого AgCl добавляют раствор KI. Что наблюдают и почему?
Показать решениеСкрыть решение
2) При смешивании объём удваивается, и каждая концентрация падает вдвое — до 1 · 10⁻⁴ моль/л. Q = (1 · 10⁻⁴)² = 1 · 10⁻⁸ > 1,8 · 10⁻¹⁰ ⇒ да, AgCl выпадает в осадок.
3) Белый осадок становится жёлтым: AgCl(тв) + I⁻ ⇌ AgI(тв) + Cl⁻. Ksp(AgI) намного меньше Ksp(AgCl) (обе соли 1 : 1), поэтому даже малой концентрации Ag⁺ над AgCl хватает, чтобы превысить Ksp(AgI): осадок превращается в менее растворимый.
При 25 °C Ksp(AgCl) = 1,8 · 10⁻¹⁰, Ksp(Ag₂CrO₄) = 1,1 · 10⁻¹². Какое утверждение верно?
A) Ag₂CrO₄ растворяется хуже AgCl, потому что его Ksp меньше.
B) Добавка NaCl к насыщенному раствору AgCl увеличивает Ksp(AgCl).
C) Если ионное произведение Q меньше Ksp, выпадает осадок.
D) Ksp(AgCl) одинаково в чистой воде и в 0,1 моль/л растворе NaCl, но в растворе NaCl AgCl растворяется меньше.
Показать решениеСкрыть решение
Как CSCA спрашивает об этом
Тест сдают на английском или китайском, поэтому научись узнавать ключевые термины на обоих языках:
| Термин (по-английски) | 中文 | Pinyin |
|---|---|---|
| электролит / неэлектролит — electrolyte / non-electrolyte | 电解质 / 非电解质 | diànjiězhì / fēi diànjiězhì |
| сильный / слабый электролит — strong / weak electrolyte | 强电解质 / 弱电解质 | qiáng / ruò diànjiězhì |
| диссоциация — ionisation | 电离 | diànlí |
| равновесие диссоциации — ionisation equilibrium | 电离平衡 | diànlí pínghéng |
| константа диссоциации — ionisation constant | 电离常数 | diànlí chángshù |
| степень диссоциации — degree of ionisation | 电离度 | diànlídù |
| ионное произведение воды — ionic product of water | 水的离子积 | shuǐ de lízǐjī |
| кислый / щелочной / нейтральный — acidic / basic / neutral | 酸性 / 碱性 / 中性 | suānxìng / jiǎnxìng / zhōngxìng |
| индикатор — indicator | 指示剂 | zhǐshìjì |
| гидролиз солей — hydrolysis of salts | 盐类的水解 | yánlèi de shuǐjiě |
| произведение растворимости — solubility product | 溶度积 | róngdùjī |
| равновесие осаждения — растворения — precipitation–dissolution equilibrium | 沉淀溶解平衡 | chéndiàn róngjiě pínghéng |
| эффект одноимённого иона — common-ion effect | 同离子效应 | tóng lízǐ xiàoyìng |
| баланс зарядов / материальный / протонный баланс — charge / material / proton balance | 电荷守恒 / 物料守恒 / 质子守恒 | diànhè / wùliào / zhìzǐ shǒuhéng |
- «Какое вещество — слабый электролит?», «Какое уравнение верно?»: смотри на стрелку (→ или ⇌), ступени многоосновных кислот и запись NaHSO₄ в воде и в расплаве.
- «Какое изменение увеличивает α / c(H⁺) / pH?»: таблица смещений; Ka меняет только температура.
- Сильная и слабая кислота при одинаковых c или pH: «при одинаковом pH слабой кислоты гораздо больше».
- c(H⁺) от воды: кислоты и щёлочи подавляют диссоциацию воды (меньше 10⁻⁷), гидролизующиеся соли усиливают (больше 10⁻⁷).
- Среда раствора соли и порядок pH: 谁强显谁性 и 越弱越水解.
- Соотношения концентраций ионов: сначала запиши баланс зарядов и материальный баланс, затем проверь по ним каждый вариант.
- Ksp: сравнение Q и Ksp, эффект одноимённого иона, превращение осадка в менее растворимый.
Главное
- Сильные электролиты (сильные кислоты, щёлочи, почти все соли, даже нерастворимый BaSO₄) диссоциируют полностью (→), слабые (слабые кислоты, NH₃·H₂O, вода) — частично и обратимо (⇌), многоосновные кислоты — по ступеням.
- Слабая кислота: Ka = c(H⁺) · c(A⁻) / c(HA), c(H⁺) = cα ≈ √(Ka · c); разбавление увеличивает α, но уменьшает c(H⁺); Ka и Kw зависят только от температуры.
- Kw = c(H⁺) · c(OH⁻) = 1 · 10⁻¹⁴ при 25 °C в любом разбавленном растворе; кислоты и щёлочи подавляют диссоциацию воды, гидролизующиеся соли усиливают; нейтральная среда — это c(H⁺) = c(OH⁻).
- Соль гидролизуется, если у неё есть слабый «родитель»: «кто сильнее, тот и задаёт среду»; чем слабее кислота, тем щелочнее её соль (Kh = Kw / Ka).
- Ksp — произведение концентраций ионов в насыщенном растворе; при Q > Ksp выпадает осадок; одноимённые ионы снижают растворимость; сравнивай Ksp только у солей одного типа.
- Баланс зарядов (умножай на заряд), материальный баланс (соотношение атомов в формуле) и протонный баланс помогают упорядочить концентрации ионов.
Проверь себя
Вопросов: 12. Каждый правильный ответ приносит XP.
Тематический тест: 20 вопросов · 25 мин
Урок пройден? Проверьте себя тестом на время по этой теме.