Введение предмет химии
Учебные материалы


Введение предмет химии



Карта сайта rxkassa.ru Глава 5.

РАСТВОРЫ


В главе рассматриваются основные способы выражения концентрации растворов, растворимость веществ, электролитическая диссоциация, ионообменные реакции в растворах и гидролиз солей. Материал сопровождается решением задач и упражнений, которые способствуют усвоению теоретического материала.
Смешивание двух веществ может сопровождаться: 1) химической реакцией между ними с образованием совершенно новых веществ; 2) образованием механической неоднородной смеси, которая легко разделяется на исходные вещества; 3) образованием раствора, который занимает промежуточное положение между химическими соединениями и механическими смесями.
В отличие от механической смеси, раствор однороден, то есть его состав по всему объему одинаков, так как за счет диффузии концентрация его компонентов по всему объему одинаковая. Таким образом,

раствор – это однородная система из двух или более компонентов, состав которой можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.


В 19 столетии растворы считались физическими смесями, в которых отсутствуют какие-либо взаимодействия между растворителем и растворенным веществом. Д.И. Менделеев разработал (1887) химическую теорию растворов, которая рассматривает процесс образования растворов как химическое взаимодействие растворителя с растворяемым веществом. Продуктами этого взаимодействия являются особые соединения – гидраты (для водных растворов) или сольваты (для неводных растворов), которые отличаются от обычных соединений неопределенностью своего состава. Менделеев дал следующее определение раствора, которое сохраняет свое значение и в настоящее время:

растворы представляют жидкие диссоционные системы, образованные частицами растворителя и растворенного вещества и тех неопределенных, но экзотермических соединений, которые образуются между ними.


^ 1. Концентрация растворов


Важнейшей характеристикой раствора является содержание в нем растворенного вещества, которое называется концентрацией раствора. Концентрацию раствора выражают многими способами, но чаще всего применяютсядва способа.
1^ . Массовая доля растворенного вещества (w). Это отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Например, 20%-й раствор гидроксида натрия – это такой раствор, в 100 кг (или г) которого содержится 20 кг (или 20 г) NaOH и 80 кг (или 80 г) воды.
Если растворенное вещество является жидким, то состав такого раствора может быть выражен не только в массовых, но и в объемных долях или объемных процентах. Объемная доля растворенного вещества (φ) – это отношение объема этого вещества к объему всего раствора. Например, если в 0,5 л раствора содержится 200 мл этанола, то его объемная доля равна 0,4, или 40 %.
2. ^ Молярная концентрация (СМ) – это количество растворенного вещества в одном литре раствора. Например, в одном литре двумолярной (2 М) серной кислоты содержится 2 моль, то есть 196 г H2SO4, а в таком же объёме децимолярной (0,1 М) кислоты – 9,8 г H2SO4.
Плотность раствора отличается от плотности растворителя. Растворы неорганических соединений, молярная масса которых больше молярной массы воды (18 г/моль), имеют плотность больше плотности воды, причем с увеличением концентрации растворов их плотность увеличивается.
Взаимосвязь плотности и концентрации раствора выражается в виде таблиц.
C концентрацией растворов связано много различных расчётов, которые проводятся не только в химии и химической технологии, но и в других областях техники, в которых применяются растворы.

Пример 1.

В 1 л воды растворено 160 г NaOH. Выразите двумя способами концентрацию раствора, плотность которого равна 1150 кг/м³.
Решение. При решении имеем в виду, что молярная масса NaOH равна 40 г/моль, объем 1 л – это 1000 мл, масса одного литра воды равна 1 кг (или 1000 г), а плотность 1150 кг/м³ – это 1,15 г/мл.
1) Определяем массу полученного раствора:
m = m(H2O) + m(NaOH) = 1000 + 160 = 1160 = 11,16 кг
2) Находим объем раствора:
3) Вычисляем количество гидроксида натрия в растворе:

4) Определяем массовую долю растворенного вещества:

5) Находим молярную концентрацию раствора:
СМ = = 3,9655 моль/л

Пример 2.

В 900 г воды растворили 100 г медного купороса CuSO4∙5H2O. Определите массовую долю сульфата меди в растворе.
Решение. 1) Молярная масса безводного сульфата меди равна 160 г/моль, а кристаллогидрата – 250 г/моль. Находим массу CuSO4 в чистом виде в 100 г кристаллогидрата:
2) Находим массу раствора:
m = 900 + 100 = 1000 г
3) Определяем массовую долю сульфата меди в растворе:

Пример 3.

Какие объемы воды и 40%-го раствора гидроксида натрия плотностью 1430 кг/м³ потребуются для приготовления 400 мл двумолярного раствора этой щелочи?
Решение. 1) Вычисляем массу NaOH, которая должна содержаться в 400 мл двумолярного раствора этой щелочи:
2) Находим массу 40%-го раствора, содержащего 32 г NaOH:

3) Вычисляем объем раствора:
4) Находим объем воды:
V(H2O) = 400 – 56 = 344 мл

^ 2. Стехиометрические расчёты по уравнениям реакций в растворах


Вставка

Пример 4.

Какой объем 10%-й серной кислоты (r = 1066 кг/м³) потребуется для взаимодействия со 100 мл 13,7%-го раствора карбоната натрия Na2CO3 плотностью 1145 кг/м³?
Решение. 1) Масса 100 мл раствора Na2CO3 равна 114,5 г. Определяем массу карбоната натрия в этом растворе:
m(Na2CO3) = 114,5 0,137 = 15,68 г
2) Записываем уравнение реакции и рассчитываем массу серной кислоты, взаимодействующую с 15,68 г карбоната натрия:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2↑ + H2O

3) Вычисляем массу и объем 10%-й серной кислоты:

^ 3. Растворимость веществ


Растворимостью называется свойство вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости является концентрация его насыщенного раствора. Поэтому растворимость может быть выражена теми же способами, что и концентрация, т.е. массовой долей растворенного вещества в насыщенном растворе, молярной и эквивалентной концентрацией насыщенного раствора. При этом растворимость любого вещества (твёрдого, жидкого, газообразного) обозначается символом s.
Вместе с тем растворимость твердых веществ часто выражают в граммах растворённого вещества, приходящегося на 100 г воды в насыщенном растворе. Эта величина – коэффициент растворимости (массовый); её обозначение – km. Коэффициент растворимости наиболее распространенных соединений при 273 К (0 ºС) равен: NaCl – 35,7, Na2SO4 – 4,5, Na2CO3 – 7,0, NaNO3 – 72,7, KCl – 28,0, NH4Cl – 29,4, Al2(SO4)3 – 37,9, KMnO4 – 6,38 и т.д.
Растворимость газов выражают в миллилитрах газа, растворяющихся в 100 г воды до образования насыщенного раствора при нормальном давлении газа (101325 Па). Эта величина называется объёмным коэффициентом растворимости газа; его обозначение – kv. Для наиболее распространенных газов объёмный коэффициент растворимости при 0 ºС (273 К) равен: O2 – 4,89, N2 – 2,35, CO2 – 71,3, Cl2 – 460, NН3 –114250.

Пример 7.

При растворении 360 г хлорида натрия в одном литре воды при 20 °С образовался насыщенный раствор плотностью 1,2 кг/л. Вычислите коэффициент растворимости хлорида натрия, его массовую долю в насыщенном растворе и молярную концентрацию насыщенного раствора.
Решение. 1) Масса одного литра воды равна 1 кг (или 1000 г). Если в одном литре воды растворяется 360 г вещества, то в 100 г – 36,0 г. Следовательно, коэффициент растворимости NaCl в воде при температуре 20 ºС равен 36,0.
2) Масса насыщенного раствора равна 1360 г, масса соли в нем 360 г, поэтому массовая доля хлорида натрия в насыщенном растворе равна:
=26,5 %
3) Объем получаемого насыщенного раствора составляет 1,36

:

1,2 = 1,13 л. Молярная масса NaCl равна 58,5 г/моль, следовательно, количество хлорида натрия в растворе равно 360

:

58,5 = 6,15 моль. Вычисляем молярную концентрацию раствора:

Пример 8.

Коэффициент растворимости нитрата калия при 60 ˚С равен 110. Какая масса этого вещества растворяется при данной температуре в 500 мл воды и чему равна масса получаемого насыщенного раствора?
Решение. Масса 500 мл воды составляет 500 г. Коэффициент растворимости (110) показывает массу вещества, которая растворяется в 100 г воды, следовательно, в 500 г воды растворяется 550 г KNO3. Масса полученного насыщенного раствора будет равна 1050 г (или 1,05 кг).

Пример 9.

Растворимость хлора в воде при 20 ˚С равна 300 мл газа в 100 г воды (kv = 300). Чему равна массовая доля хлоа в насыщенной при этой температуре хлорной воде?
Решение.1) Растворимость газа выражается объемом, приведенным к нормальным условиям. Поэтому вначале вычисляем массу хлора в растворе, имея в виду, что его молярная масса равна 71 г/моль:
m = n·M = = 0,95 г
2) Масса раствора составляет 100 + 0,95 = 100,95 г, следовательно, массовая доля хлора в нем равна:
= 0,94 %
Растворимость вещества зависит от его состава, строения и свойств, а также от состава, строения и свойств растворителя.
Вещество считается хорошо растворимым при концентрации его насыщенного раствора >0,1 моль/л, малорастворимым при концентрации от 0,001 до 0,1 моль/л и практически нерастворимым при концентрации его насыщенного раствора менее 0,001 моль/л. Соответствующие данные приведены в справочнике (таблица ), в котором хорошо растворимые вещества обозначены, как принято в химии, буквой

р

, малорастворимые –

м

и практически нерастворимые –

н

. Символ

обозначает неограниченную нерастворимость, а прочерк – невозможность получения вещества в водном растворе вследствие его неустойчивости или гидролиза.
Из таблицы справочника следует, что в воде растворимы все нитраты, нитриты и ацетаты. Растворимы все хлориды, бромиды и йодиды, кроме соответствующих соединений серебра и свинца. Все сульфаты растворимы, кроме сульфатов кальция, стронция, бария, серебра и свинца. Растворимы все соли натрия, калия и аммония. В воде растворимы все кислоты, кроме кремниевой и сероводородной.
К нерастворимым веществам относятся все основания, кроме щелочей и NH4OH, а из солей – карбонаты, сульфиды, фосфаты и силикаты, за исключением соответствующих солей щелочных металлов.
На растворимость веществ влияет температура.
У большинства твёрдых и жидких веществ растворимость при повышении температуры увеличиваются, а у всех газообразных – уменьшается. Поэтому при кипячении воды из неё можно удалить все растворённые газы.
На растворимость газообразных веществ влияет давление, причём,

растворимость газа пропорциональна его давлению.

Растворимость твердых и жидких веществ от давления практически не зависит.

^ 4. Электролитическая диссоциация


Электролитами называются вещества, которые в растворах проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. При растворении в воде они распадаются на ионы, движение которых обеспечивает электропроводность растворов этих веществ. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.
Основные положения теории электролитической диссоциации были разработаны Аррениусом (1887) и сводятся к следующему.
1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы – частицы с положительным (катионы) и отрицательным (анионы) зарядом. Ионы могут быть простыми (Na+, Mg2+, Al3+ и т.д.) и сложными ( и т.д.). Название «ион» в переводе с греческого означает «странствующий»: в растворе ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях.
2. Под действием электрического тока движение ионов становится направленным: катионы движутся к катоду, анионы – к аноду.
3. Диссоциация – обратимый процесс, поэтому в схемах диссоциации вместо знака равенства ставится знак обратимости. Схема диссоциации электролита, состоящего из катионов (К) и анионов (А), в кратком виде записывается так:
КА D К+ + А–
Позднее было установлено, что многие электролиты (они называются сильными электролитами) диссоциируют необратимо. В схемах электролитической диссоциации сильных электролитов ставится знак равенства.
Теория электролитической диссоциации согласуется с атомно-молекулярным учением, строением атомов и результатами экспериментальных исследований.
Теория Аррениуса не объясняет механизма электролитической диссоциации. Причину и механизм электролитической диссоциации объяснили российские химики И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский (1890–1891), которые опирались на химическую теорию растворов Менделеева.
Легче всего и нацело (необратимо) диссоциируют вещества, состоящие из ионов. При их растворении полярные молекулы воды (диполи) притягиваются к поверхностным ионам вещества, ориентируясь по отношению к ним противоположно заряженными полюсами. Из-за этого взаимодействие между ионами ослабляется, происходит разрыв химических связей между ними, и ионы переходят в раствор в гидратированном состоянии (рис. 1).
Рис. 1. Схема электролитической диссоциации ионного соединения в водном растворе
Ослабление химической связи между ионами определяется диэлектрической проницаемостью растворителя. ^ Диэлектрическая проницаемость показывает, во сколько раз взаимодействие между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме. Для воды значение диэлектрической проницаемости очень велико (e = 81), поэтому ослабление связи происходит настолько, что для распада на отдельные ионы достаточно энергии теплового движения молекул.
Несколько иной механизм диссоциации электролитов, молекулы которых образованы ковалентно-полярными связями. В этом случае диполи воды ориентируются вокруг каждой полярной молекулы растворимого вещества. В результате происходит дополнительная поляризация связи, полярная молекула превращается в ионную, которая легко распадается на гидратированные ионы (рис. 2).
Рис. 2. Схема электролитической диссоциации полярных молекул в водном растворе
Доказано, что в водных растворах электролитов существуют только гидратированные ионы, свободных ионов нет. Совокупность молекул воды, окружающих ион, называется его гидратной оболочкой. Наличие гидратных оболочек у ионов затрудняет их обратное соединение – ассоциацию.

Пример 24

. Напишите схемы диссоциации: 1) кислот HNO3 и H2SO4, 2) щелочей KOH и Ba(OH)2, 3) нормальных солей K2SO4 и CaCl2, 4) кислой соли NaHCO3 и оснóвной соли ZnOHCl.
Решение. 1) Азотная кислота является одноосновной кислотой и относится к сильным электролитам, поэтому она диссоциируют в одну ступень необратимо:
HNO3 = H+ +
Серная кислота тоже является сильным электролитам, но, в отличие от азотной, она двухосновная, поэтому её диссоциация идёт в две ступени, причём первая ступень необратима, а вторая – обратима:
H2SO4 = H+ + ; D H+ +
2) Аналогично диссоциируют щёлочи: гидроксид калия – в одну ступень, а гидроксид бария – в две:
KOH = K+ + OH-; Ba(OH)2 = BaOH+ + OH-; BaOH+ D Ba2+ + OH-
3) Нормальные соли – сильные электролиты, они диссоциируют в одну ступень независимо от состава, поэтому
K2SO4 = 2K+ + ; CaCl2 = Ca2+ + 2Cl–
4) Кислые и оснóвные соли диссоциируют ступенчато – необратимо на первой ступени и обратимо на последующих:
NaHCO3 = Na+ + ; D H+ +
ZnOHCl = ZnOH+ + Cl-; ZnOH+ D Zn2+ + OH-

^ 5. Степень электролитической диссоциации


Для количественной характеристики обратимого процесса электролитической диссоциации используются несколько показателей; мы рассмотрим один из них: степень диссоциации.
^ Степень электролитической диссоциации (a) показывает, какая доля от общего количества электролита распадается на ионы. Её выражают в долях от единицы или в процентах. Численное значение a варьируется в широких пределах от нуля (неэлектролиты) до 1 (или 100 %) в случае полной диссоциации электролита.
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Существует классификация электролитов по степени электролитической диссоциации, которую ввёл Аррениус.
Электролиты, у которых в децимолярном растворе при 25 ºС степень диссоциации a > 0,03 (> 3 %), называются сильными. К ним относятся почти все растворимые соли, все щелочи и ряд кислот: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4 и др.
Электролиты, для которых в тех же условиях a < 0,03 (< 3 %), называются слабыми. Это гидроксид аммония NH4OH, пероксид водорода H2O2, кислоты H2S, H2CO3, H3BO3, H2SiO3, HCN, HClO, HBrO, HIO, CH3COOH и некоторые растворимые соли: HgСl2, Hg(CN)2, Fe(SCN)3.
Иногда в особую группу выделяют электролиты средней силы со степенью диссоциации в тех же условиях от 0,03 до 0,3 (3–30 %). Это кислоты HNO2, H2SO3, HF, H3PO4, HCOOH, H2C2O4, HClO2.
Эта классификация является условной по следующим причинам.
1. Степень диссоциации зависит от природы растворителя. Например, соли (сильные электролиты в водных растворах) в органических растворителях бывают слабыми электролитами и даже неэлектролитами.
2. Степень диссоциации слабого электролита зависит от концентрации. Например, степень диссоциации азотистой кислоты равна 2,3 % (1 М), 7,1 % (0,1 М), 22,6 % (0,01 М), 71,4 % (10–3 М) и т.д. вплоть до 100 %. Иными словами, слабые электролиты в очень разбавленных растворах становятся сильными.
Поэтому электролиты сравнивают по степени их электролитической диссоциации при одинаковой концентрации раствора – 0,1 М.

^ 6. Ионная теория кислот и оснований


Представление о кислотах как о своеобразном типе химических соединений возникло ещё во времена алхимии: термин «кислота» происходит от лат. «acidum» (кислый вкус) или «acetum» (уксус). Так же давно было установлено существование соединений, обладающих противоположными свойствами; их получали из коры растений (арабск. «аlcali») и называли щёлочами.
Автором первой теории кислот был Лавуазье, согласно которой кислота – это кислородсодержащее соединение, и общие свойства кислот объясняются присутствием в них кислорода. Теория Лавуазье была признана неверной после изучения соляной (HCl) и других кислот (HI, HCN), которые не содержат кислорода.
В результате многочисленных исследований, проведенных Дэви, Гей-Люсаком, Либихом и др., химики пришли к выводу, который чётко сформулировал Либих, что кислотой следует считать соединение, содержащее водород, который может быть замещён на металл.
Представления о кислотах и основаниях изменились с появлением теории электролитической диссоциации Аррениуса. Сформулированные в ней понятия кислоты и основания используются до настоящего времени в виде ионной теории кислот и оснований.


edu 2018 год. Все права принадлежат их авторам! Главная