Розчини. Розчинність. Способи вираження концентрацій розчиненої речовини

Размещено на http://www.allbest.ru//

Размещено на http://www.allbest.ru//

Лекція 1

Розчини. Розчинність. Способи вираження концентрацій розчиненої речовини

Розчинами називають однорідні системи, які складаються із двох або більше компонентів, склад яких можна змінювати в певних межах без порушення однорідності. Якщо привести до зіткнення два або декілька речовин, то можна отримати або нові сполуки, або неоднорідну суміш, яку можна знову розділити на складові частини за допомогою механічних або простих фізичних методів, або, нарешті, однорідну систему.

В першому випадку відбувається хімічна реакція; в другому - механічний процес, внаслідок якого утворюється суміш, причому її утворення буде визначатися тільки зусиллями, які будуть докладені при перемішуванні. Третій випадок - процес утворення розчину - є проміжним між хімічним і механічним процесами. Склад розчинів в деякому інтервалі концентрацій, температури і тиску може змінюватися безперервно. Завдяки відсутності у розчинів постійного складу, до них неможливо застосувати закони стехіометрії, розчини наближаються до механічних сумішей. З хімічними сполуками їх поєднує однорідність, значні енергетичні ефекти, які супроводжують розчинність.

Розрізняють істинні розчини та колоїдні системи. При утворенні істинних розчинів сполуки розпадаються на частинки, які дорівнюють розмірам молекул або йонів - (10-7- 10-8 см). Колоїдні розчини знаходяться між істинними розчинами і механічними сумішами, це:

1) мікрогетерогенні високодисперсні ( «дисперсний» від латинського слова dispergare - розсіювати, роздробляти) системи з радіусом частинок 10-7- 10-5 см;

2) грубодисперсні системи - ( 10-5- 10-3 см ). Вони агрегативно нестійкі і без додаткової стабілізації колоїдні частинки об`єднаються і осідають.

Грубодисперсні системи звичайно трапляються у вигляді:

а) суспензій - тверді частинки в рідині ( крейда у воді);

б) емульсій - рідкі частинки однієї речовини розподілені в другій рідкій речовині ( молоко).

Прикладами колоїдних систем також є розчини клею та желатини, туман і дим ( тверді або рідкі частинки розподілені в газі).

Розчин - це гомогенна термодинамічно стійка система змінного складу, яка складається з двох або більшої кількості компонентів. Залежно від агрегатного стану розчиненої речовини і розчинника розчини бувають газоподібні, тверді і рідкі.

Газоподібні розчини - суміші газів, наприклад, повітря. До твердих розчинів відносять сплави металів. Рідкі - утворюються при розчиненні газоподібних, рідких або твердих речовин у рідкому розчиннику. Найбільше практичне значення мають рідкі розчини. Більшість біологічних процесів відбувається за участю рідких розчинів. Найважливішим розчинником є вода.

Розчинність різних речовин у розчинниках може коливатись у досить широких межах. Кількісно розчинність визначають вмістом речовини ( концентрацією) у насиченому розчині. Найчастіше розчинність визначають кількістю грамів речовини на 100 г розчинника. Насичені розчини характеризуються динамічною рівновагою. При постійній температурі:

Нерозчинена речовина - Речовина у розчині

Насиченими розчинами користуються рідко. Частіше використовують ненасичені, тобто з меншою концентрацією розчиненої речовини.

Концентрація розчина - це кількість розчиненої речовини в певній кількості розчину або розчинника.

Найчастіше застосовують такі способи вираження концентрації розчинів, як масова частка розчиненої речовини, молярна, нормальна, моляльна, мольна частка.

Масова концентрація, або масова частка розчиненої речовини показує, скільки грамів розчиненої речовини містить 100 г розчину.

щ = · 100%

Якщо в задачі замість маси розчину дається його об`єм, то маса розчину знаходиться за такою формулою m(р-ну) = с·V(р-ну), де с - густина розчину, V - його об`єм.

Молярна ( См ) - число молів розчиненої речовини в 1 літрі розчину.

См = ; якщо н = , тоді См = , де

М - молярна маса розчиненої речовини; V - об`єм розчину (л). Позначають молярну концентрацію буквою «м» біля цифри: 0,5 м, 1 м.

Моляльна ( Сm ) - число молів розчиненої речовини в 1 кг розчинника.

Сm = , де

М - молярна маса розчиненої речовини; g - маса розчинника. Позначають моляльну концентрацію буквою «m» біля цифри: 0,5 m, 1,5 m.

Молярна концентрація еквівалента ( або нормальність) - Сн - число молів еквіваленту розчиненої речовини в 1 літрі розчину.

Сн = , якщо н(екв.) = , тоді Сн = , де

М(еквів.) - молярна маса еквіваленту розчиненої речовини; V - об`єм розчину (л). Позначають нормальну концентрацію буквою «н» біля цифри: 0,5 н, 1 н. Згідно з законом еквівалентів: н(екв.)1 = н(екв.)2, маємо Сн1·V1 = Сн2·V2.

Мольна частка розчинника (розчиненої речовини) - відношення числа молів розчинника (розчиненої речовини) до загального числа молів розчину ( розчинника і розчиненої речовини).

Ч1 = ; Ч2 = ; де

n1 - кількість молів розчинника; n2 - кількість молів розчиненої речовини. Х1 + Х2 = 1.

Формули перерахунку концентрацій:

= ; См = Сн·; Сн = См·.

См = ; Сн = .

Приклади розв`язування задач

Задача 1. Яку масу 30% розчину солі треба додати до 300 г води, щоб отримати 10% розчин солі?

Розв`язання

Якщо потрібно змішати декілька розчинів однієї речовини, то розв`язання таких задач може бути зведене до розв`язання рівняння, яке відображає закон збереження маси

m1щ1 + m2 щ2 +… + щn mn = ( m1 + m2 + … + mn ) щ.

Масу розчиненої речовини в рівнянні подають , як добуток маси розчину на масову частку розчиненої речовини, виражену десятковим дробом. Одна з величин, що фігурують у рівнянні є невідомою, яку необхідно знайти. Серед компонентів, які змішуються, може бути чистий розчинник (його розглядають як розчин із концентрацією розчиненої речовини щ = 0 ) і суха речовина без розчинника ( її розглядають як розчин із стовідсотковою концентрацією щ = 1 ).

Повертаючись до нашої задачі: m (30% р-ну) = Х1 г ; маса води m2 = 300 г; щ2 = 0; підставляємо в рівняння

Х1·0,3 + 300·0 = ( Х1 + 300 )·0,1; звідси маємо Х1 = 150.

Задача 2. До якого об`єма потрібно розбавити 500 мл 20% розчину натрій хлориду( с = 1,152 г/см3), щоб отримати 4,5% розчин солі ( с = 1,029 г/см3) ?

Розв`язання

Цю задачу також можна розв`язати за допомогою рівняння m1щ1 + m2 щ2 = ( m1 + m2) щ. Позначимо розчин 20% концентрації № 1 - m1 = с1· V1 = 500 · 1,152 = 576 г; його щ1= 0,2;

Розбавити означає додати воду, тобто №2 - це вода - m2 = Х; щ2 = 0.

576 ·0,2 + Х·0 = ( 576 + Х )·0,045,

звідси Х = 1984 г - маса води, яку потрібно додати до розчину; тепер визначаємо масу розчину 4,5% концентрації m3 = 576 + 1984 =2560 (г); об`єм розчину знайдемо V = ; V = = 2488 мл.

Задача 3. Густина 40% розчину нітратної кислоти дорівнює 1,25 г/см3. Визначити:

а) молярність і б) моляльність цього розчину.

Розв`язання

а) Молярність - кількість молів розчиненої речовини в 1 л розчину

См = ; приймемо V(розчину) = 1 л, тоді маса його m(р-ну) = с·V = = 1,25·1000 = 1250 г; маса розчиненої речовини (згідно з формулою) m(р.р.) = m(р-ну)·щ = = 1250·0,4 = 500 г. См = = 7,94 м.

б) Моляльність - кількість молів розчиненої речовини в 1 кг розчинника. 40% розчин - це розчин, який містить 40 г кислоти і 60 г води, тобто g = 60;

Сm = = 10,58 m.

Теорія електролітичної дисоціації. Реакції в розчинах електролітів. Гідроліз солей

В основі теорії електролітичної дисоціації лежать два припущення: 1) розчинення електроліту супроводиться розкладом його молекул на йони; 2) електролітична дисоціація є оборотним процесом.

Внаслідок утворення йонів розчини та розплави багатьох речовин, які називаються електролітами (солі, кислоти, основи), проводять електричний струм. При дисоціації утворюються позитивно і негативно заряджені йони, які відповідно називають катіонами і аніонами. Наявність у розчині йонів, які безперервно рухаються, зумовлює електропровідність розчинів електролітів.

Ступінь електролітичної дисоціації. Здатність електроліту дисоціювати на іони кількісно оцінюють за допомогою ступеня дисоціації б.

Ступінь дисоціації б -- це відношення числа молів електроліту, що розпався на іони, до його загальної концентрації у розчині. Якщо позначити число молів продисоційованого електроліту через Сдис (моль/л), а загальну концентрацію -- Сзаг (моль/л), то ступінь електролітичної дисоціації б дорівнюватиме:

б = .

З цього виразу видно, що б може змінюватись від нуля до одиниці, тобто 0 б ? 1. Ступінь дисоціації виражають і в процентах. Для цього відповідне значення в частках одиниці треба помножити на Ї00. Наприклад, в 0,1 М розчині СН3СООН ступінь дисоціації дорівнює 0,0136 або 1,36 %.

За величиною ступеня дисоціації 0,01- 0,1 н розчинів усі електроліти поділяють на сильні і слабкі.

До сильних електролітів належать речовини, які у розчині дисоціюють практично повністю. Це - солі окрім важкорозчинних (див.таблицю розчинності); кислоти: НСІ04, HN03, HCІ, НВг, НІ, Н2SО4; гідроксиди лужних і лужно-земельних металів: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2. Ступінь дисоціації сильних електролітів практично не залежить від концентрації розчину, а відхилення значення б від одиниці або 100 % пояснюється для них утворенням так званих асоціатів.

Слабкі електроліти у розчинах дисоціюють частково. До них належить більшість органічних кислот і основ, неорганічні кислоти Н2С03, H2S, H2Si03, H3As03, HCN, HF, НОСІ, HN02 і NH3·H20.

Характерною особливістю слабких електролітів є встановлення у розчині динамічної рівноваги між йонами і молекулами розчиненої речовини:

СН3СООН - СН3СОО- + Н+

розчин колоїдний молекула електроліт

Оскільки електролітична дисоціація слабких електролітів є оборотним процесом, то вона підлягає закону діючих мас. Отже, для процесу дисоціації слабких електролітів можна записати константу рівноваги. Як приклад розглянемо дисоціацію слабкого електроліту КА:

КА - К+ + А-.

Позначимо концентрацію йонів [К+] і [А-], концентрацію недисоційованих молекул [КА]. Тоді константу рівноваги запишемо так:

К = .

Константа рівновагії слабкого електроліту К називається константою дисоціації Кдис. Вона, як і ступінь дисоціації, є кількісною мірою здатності речовини дисоціювати у розчині. Чим менше значення Кдис, тим слабкішим є електроліт, і навпаки, чим більша Кдис, тим краще дисоціює розчинена речовина. Константа дисоціації не залежить від концентрації розчину, а залежить від температури. Вона має розмірність концентрації (моль/л).

Між константою і ступенем електролітичної дисоціації є зв`язок, відомий під назвою закону розбавляння Оствальда. Запишемо рівняння дисоціації слабкого бінарного електроліту типу КА:

КА - К+ + А-.

Нехай його концентрація дорівнює С моль/л, а ступінь дисоціації б. Тоді концентрація йонів

[К+] = [А-] = Сб, концентрація недисоційованих молекул [КА] = С - Сб = С( 1 - б). Підставляючи значення концентрацій усіх частинок електроліту у вираз його константи дисоціації, матимемо:

К = = , або Кдис=.

Добуток розчинності

Якщо кристали малорозчинної солі побудовані з іонів, то у розчин переходять не молекули, а іони солі. Для малорозчинної сполуки, наприклад BaS04 або AgCl, що перебуває у рівновазі із своїм насиченим розчином, рівняння динамічної рівноваги матиме вигляд:

BaSO4 - Ba2+ + SO42-,

Тверда фаза Насичений розчин

тобто при сталій температурі за одиницю часу у розчин переходить така кількість солі, яка за той самий час із розчину випадає в осад (тверду фазу).

Для наведеного вище оборотного процесу при сталій температурі можна записати:

[Ва2+] [SO42-] = К,

де К -- константа рівноваги.

З цього рівняння випливає, що у насиченому при певній температурі розчині добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту є сталою величиною, яка називається добутком розчинності і позначається ДР. Для насиченого розчину BaS04 (при 25 °С) рівняння запишеться як

ДР(BaS04) = [Ва2+] [SO42-]

У загальному вигляді вираз добутку розчинності насиченого розчину малорозчинної речовини КхАу, що розпадається на іони за рівнянням:

КхАy = хКy+ + yАх-

матиме вигляд:

ДР (КхАу) = [Кy+]х [Ах-]y.

Наприклад, для малорозчинних у воді солей Ag2S і Ba3(P04)2 маємо:

Ag2S - 2Ag+ + S2-; ДР (Ag2S) = [Ag+]2 [S2-].

Ва3(Р04)2 - 3Ba2+ + 2PO43-; ДР (Ba3(PO4)2) = [Ва2+]3 [SO42-]2.

Дисоціація води. Йонний добуток води.

Чиста вода є слабким електролітом, який незначною мірою проводить електричний струм. Спрощенно рівняння дисоціації води можна записати:

Н2О - Н+ + ОН-.

Застосувавши до рівноваги закон діючих мас, матимемо:

К = , або [Н+][ОН-] = К[Н2О],

де К- константа електролітичної дисоціації води. Оскільки ступінь дисоціації води дуже малий, то практично [Н2О] = const і тоді

К (Н2О) = [Н+][ОН-].

Константа К(Н2О) називається йонним добутком води, яка при 220С дорівнює 1·10-14.

Водневий показник. При кімнатній температурі (22 °С) нейтральні розчини мають однакову концентрацію: [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л, так як Кн2о = 1·10-14. Таке саме значення Кн2о мають при цій температурі і водні розчини кислот і основ. Тому, якою б великою не була концентрація іонів водню, концентрація гідроксид-іонів не матиме нульового значення або навпаки. Це дає змогу обчислювати концентрацію [Н+] або [ОН-] якщо одна з цих величин відома.

Проте записувати концентрації іонів Н+ або ОН- через від'ємний ступінь не зовсім зручно. Ось чому кислотні властивості розчинів датський біохімік С. Серенсен (1909 р.) запропонував характеризувати величиною водневого показника рН, який визначається за співвідношенням

рН = - lg [Н+]

Оскільки концентрація іонів водню може змінюватись у межах іонного добутку, то рН змінюється в інтервалі від нуля до чотирнадцяти.

У нейтральному розчині [Н+] = 10-7 моль/л; рН = - Ig10-7 = 7.

У кислому розчині [Н+] > 10-7 моль/л; рН < 7.

У лужному середовищі [Н+] < 10-7 моль/л; рН > 7.

Реакції у розчинах електролітів. Іонні рівняння

Згідно з теорією електролітичної дисоціації, реакції у розчинах електролітів відбуваються між іонами.

Реакції між іонами відбуваються лише тоді, коли внаслідок їхньої взаємодії утворюється малорозчинна або летка сполука або слабкий електроліт..

Розглянемо приклади утворення малорозчинних продуктів реакції. Якщо до розчину нітрату барію добавити розчин сульфату калію або іншої солі, яка у своєму складі має сульфат-іон (наприклад, сульфат амонію, натрію), то випадає білий осад сульфату барію. Замість розчину солі можна добавити сірчану кислоту. Запишемо кілька рівнянь реакцій утворення сульфату барію:

Ва (N03)2 + K2S04 = BaS04v + 2KNO3;

Ba (N03)2 + Na2S04 = BaS04v + 2NaN03;

Ba (NO3)2 + H2S04 = BaS04v+ 2HN03.

Наведені рівняння свідчать про те, що утворення малорозчинного у воді сульфату барію є наслідком взаємодії лише двох іонів Ва2+ і S042-. Справді, якщо записати добре розчинні і сильні електроліти для всіх трьох рівнянь реакції утворення BaS04 у вигляді іонів і скоротити однакові іони в цих рівняннях, то можна бачити, що фактично реакція відбувається між іонами Ва2+ і S042-, а всі інші іони ніяких змін не зазнають. Наприклад:

Ва2+ + 2N03- + 2К+ + SO42- = BaS04 v + 2K+ + 2NO3-;

Ва2+ + SO42- = BaS04 v.

Ці рівняння є іонно-молекулярними рівняннями утворення сульфату барію. Повним йонно-молекулярним і скороченим йонно-молекулярним рівняннями.

Прикладом реакції з утворенням леткої речовини є реакція взаємодії сульфіду калію і хлороводневої кислоти, оскільки розчинність сірководню у воді незначна і при нагріванні розчину різко зменшується:

K2S + 2НС1 = 2КС1 + H2S^;

2К+ + S2- + 2Н+ + 2СГ = 2К+ + 2СГ + H2S^;

2Н+ + S2- = H2S^.

Приклади утворення малодисоційованої сполуки - це звичайні реакції нейтралізації, які є зворотними відносно реакції дисоціації води, і утворення слабкої кислоти або слабкої основи:

2NaC10 + H2S04 = Na2S04 + 2НС10;

C10- + H+ = HC10.

NH4Br + KOH = KBr + NH3 * НаО;

NH4+ + О Н- = NH3 * Н20

Гідроліз солей

Електролітична дисоціація води на іони водню і гідроксилу спричинює те, що вони можуть утворювати з іонами солей слабкі або малорозчинні електроліти. Внаслідок цього концентрація іонів води змінюється і багато які розчини середніх солей мають кислу або лужну реакцію. рН розчинів таких солей може бути більше або менше семи.

Взаємодія солі з водою, яка призводить до утворення слабкого або погано розчинного електроліту, називається гідролізом солі. Гідроліз можна визначити як реакцію обмінного розкладання солі водою або як процес, обернений реакції нейтралізації. Отже, гідроліз - це рівноважний процес і можна створити умови, за яких сіль гідролізувати не буде. Гідроліз солі є окремим випадком взаємодії іонів солі з розчинником - водою. Взаємодія солі з розчинником, що супроводиться утворенням слабкого електроліту, називається сольволізом.

Гідролізу зазнають солі, що утворюються за участю слабких кислот і основ. Солі, які є похідними сильних кислот і основ, не гідролізують, оскільки їх іони (катіони й аніони) не зв'язують іони води (ОН- або Н+), а отже, і не зміщують її іонну рівновагу. Тому розчини таких солей, як NaC104, KСІ, KN03, Na2S04, СаС12, Ba (N03)2 не гідролізують, їх розчини нейтральні (рН = 7).

Залежно від типу солі механізм гідролізу останньої може бути різним. У водному розчині катіони гідратуються за рахунок донорно-акцепторного, а аніони -- за рахунок водневого зв'язку.

Розглянемо типові випадки гідролізу солей.

1. Сіль, утворена слабкою основою і сильною кислотою. Це найпоширеніший випадок, оскільки більшість гідроксидів металів, зокрема багатовалентних, є слабкими основами. Солі слабких основ і сильних кислот гідролізують з утворенням слабкої основи (якщо це сіль однокислотної основи) або основних солей. При цьому утворюється вільна сильна кислота, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН < 7). Наприклад, гідроліз NH4C1 відбувається відповідно до рівнянь:

NH4C1 + Н20 - NH3 ·Н20 + HC1;

NH4+ + СІ- + H20 - NH3 * H20 + Н+ + СІ-;

NH4+ + Н20 - NH3 * Н20 + Н+.

Іони NH4+ взаємодіють з іонами гідроксилу води, утворюючи слабкий електроліт NH3·H20. Іони водню води не утворюють з іонами СІ- молекул, оскільки НСІ - це сильний електроліт. Отже, у розчині створюється певний надлишок іонів водню і тому розчин NH4C1 має кислу реакцію.

Подібно, проте ступінчасто, гідролізують солі, утворені багатокислотними слабкими основами. При цьому гідроліз солі відбувається переважно за першим ступенем:

ВіСІ3 + Н20 - Ві (ОН) СІ2 + HC1;

Ві3+ + Н20 - ВіОН2+ + Н+ (перший ступінь);

Ві (ОН) С12 + Н20 - Ві (OH)2СІ + HC1;

Ві (ОН)2+ + Н20 - Ві (ОН)2+ + H+ (другий ступінь);

Ві (ОН)2СІ + Н20 - Ві (0Н)3 + НСІ;

Ві (OH)2+ + H20 - Ві(ОН)3 + Н+.

Такі самі рівняння реакцій гідролізу можна записати для солей AlСІ3, FeCl3, Fe (C104)3 та ін.

Оскільки гідроліз солі є оборотним процесом, то, щоб запобігти її гідролізу (змістити рівновагу вліво), до розчину треба добавити відповідну кислоту, наприклад НСІ (при гідролізі хлоридів металів).

2. Сіль, утворена слабкою кислотою і сильною основою. Прикладом таких солей є KCN, СН3СООК, К2С03, Na2S, К3Р04 та ін. Запишемо рівняння гідролізу деяких з них:

KCN + Н20 - HCN + КОН;

CN- + Н20 - HCN + ОН-.

Як видно, внаслідок гідролізу солі утворюється деякий надлишок іонів ОН- і тому розчини солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою, мають лужну реакцію (рН >7). Солі багатоосновних кислот гідролізують ступінчасто:

К2С03 + Н20 - КНС03 + КОН;

CO32- + Н2О - НСО3- + ОН- (перший ступінь);

КНСО3 + На0 - Н2С03 + КОН;

НСО3- + Н20 - Н2С03 + ОН- (другий ступінь).

Отже, солі, що складаються з аніонів слабких кислот і катіонів сильних основ, гідролізують з утворенням слабкої кислоти або кислої солі. Зміщення рівноваги гідролізу вліво в бік утворення середньої солі можна здійснити, добавляючи до розчину солі розчин відповідного лугу.

3. Сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою. Гідроліз таких солей відбувається досить повно, оскільки внаслідок гідролізу утворюються дві малодисоційовані або малорозчинні речовини.

Багато які солі цього типу гідролізують необоротно.

Прикладом повного гідролізу солі є взаємодія сульфіду алюмінію з водою:

A12S3 + 6Н20 = 2А1 (ОН)3 v + 3H2S^.

Размещено на Allbest.ru

...