Материал: Изучение природы растворов и их взаимодействий в химических реакциях

Содержание

Теоретическое введение 2

Дисперсные системы 2

Способы выражения концентрации растворов 6

Давление пара растворов 9

Осмотическое давление 11

Образцы решения задач 13

Диссоциация электролитов. Константа диссоциации 16

Ионное произведение воды. Водородный показатель 17

Произведение растворимости 19

Реакции обмена в растворах электролитов. Ионно-молекулярные уравнения реакции 20

Гидролиз солей 21

Варианты контрольных заданий 24

Библиографический список 35

Теоретическое введение

В окружающем нас мире растворы встречаются повсеместно: воздух представляет собой газообразный раствор кислорода, диоксида углерода и других веществ в азоте; морская вода – водный раствор целого ряда веществ (минеральных солей, газов, органических соединений); чугун – твёрдый раствор углерода в железе и т.д. Множество различных растворов содержится в организме человека и животных.

Если мы проанализируем известные нам химические реакции, то обнаружим, что большинство из них протекает в растворах. Поэтому изучение природы растворов важно со всех точек зрения: научной, экономической, экологической и других. Что же такое растворы? Чем определяются их свойства, каковы области применения растворов? На эти и другие вопросы мы постараемся ответить в этой главе. Так как растворы являются частным случаем дисперсных систем, то с них и начнем рассмотрение.

Дисперсные системы

Дисперсными называют такие системы, в которых одно или несколько веществ в виде мелких частиц распределены в другом веществе. При этом распределяемое вещество принято называть дисперсной фазой (понятие «фаза» здесь не строгое), вещество, в котором происходит распределение, – дисперсионной средой.

Дисперсные системы можно классифицировать по степени их дисперсности и устойчивости (табл. 1), а также по типу агрегатного состояния, так как и дисперсная фаза, и дисперсионная среда могут быть газообразными, жидкими или твердыми (табл. 2).

Таблица 1

Таблица 2

Дисперсионная среда	Дисперсная фаза	Примеры
Газ	Газ Жидкость Твердое тело	Газовые смеси аэрозоли Т уманы, облака Пыль, дым
Жидкость	Газ Жидкость Твердое тело	Пена Эмульсии (молоко, кремы, мази) Суспензии, взвеси (глина в воде)
Твердое тело	Газ Жидкость Твердое тело	Твердые пены (пенопласты, пемза, пеностекло) Твердые эмульсии (вода в парафине, жемчуг, цеолит) Сплавы, твердые растворы

Из табл. 1 следует, что для грубодисперсных систем размер частиц дисперсной фазы значительный, что позволяет им сохранять все свойства фазы, поэтому такие системы и рассматриваются как гетерогенные. В истинных растворах степень «дробления» вещества соответствует размерам молекул (ионов), следовательно, исчезает поверхность раздела и система становится гомогенной (однородной). Исходя из этого, раствором можно назвать однородную, гомогенную систему переменного состава, состоящую из двух или более компонентов.

Растворы могут существовать в любом агрегатном состоянии – твердом, жидком или газообразном. Общим признаком для них является однофазность, так что в растворе нельзя различить частицу одного компонента от другого.

Растворы однородны в различных частях объёма. Этим они напоминают химические соединения. Однако, в отличие от химических соединений, состав растворов может быть переменным.

Растворимостью вещества называется его способность образовывать однородную систему с другим веществом, выполняющим функцию растворителя.

Растворение следует рассматривать как совокупность физических и химических явлений, выделяя три основных процесса:

1. Разрушение химических и межмолекулярных связей в растворяющихся газах, жидкостях или твердых телах, требующих затраты энергии: ΔH₁ > 0.

2. Химическое взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом с образованием новых соединений – сольватов (гидратов), т.е. продуктов взаимодействия с растворителем, сопровождающееся выделением энергии, следовательно, ΔH₂ < 0.

3. Самопроизвольное перемешивание раствора или равномерное распределение сольватов (гидратов) в растворителе, связанное с диффузией и требующее затраты энергии и ΔH₃ > 0.

Суммарный тепловой эффект процесса растворения ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ может быть положительным (эндотермическое растворение) и отрицательным (экзотермическое растворение).

Растворение большинства кристаллических тел в воде идет с поглощением энергии ΔH > 0, эндотермический эффект, что связано, как указывалось ранее, с затратой большого количества энергии на разрушение кристаллической решетки твердого тела, которая во многих случаях полностью не компенсируется за счет образования сольватов (гидратов).

При растворении газов и жидкостей энергия затрачивается на разрыв межмолекулярных связей, она невелика и процесс растворения идет с выделением энергии (ΔH < 0, экзотермический процесс), поэтому при повышении температуры растворимость газов уменьшается, а при кипении газ практически полностью удаляется из раствора.

Растворение - процесс обратимый: в зависимости от условий происходит или растворение, или выделение из раствора растворенного вещества. Вследствие обратимости процесса растворения к нему применим принцип Ле Шателье: Если растворение вещества происходит с поглощением теплоты, то повышение температуры должно приводить к увеличению растворимости. Наоборот, если при растворении вещества теплота выделяется, то повышение температуры приведет к уменьшению растворимости.

Под растворимостью вещества понимается его способность образовывать однородную систему с растворителем.

Количественно растворимость вещества определяется его концентрацией в насыщенном растворе.

Предельная растворимость веществ может быть охарактеризована коэффициентом растворимости, который показывает число граммов вещества, растворяющегося в 100 г воды при данной температуре.

Насыщенным раствором называется такой раствор, который находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержит максимально возможное при данных условиях количество этого вещества. В насыщенном растворе в единицу времени одинаковое число молекул переходит в раствор и выделяется из него в твердую фазу.

Раствор, концентрация которого ниже концентрации насыщенного раствора, называется ненасыщенным. В таком растворе можно при тех же условиях растворить дополнительное количество того же самого вещества.

Способы выражения концентрации растворов

Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или объеме раствора или растворителя.

При постоянном количестве раствора различают следующие способы выражения концентрации растворов:

1. Процентная концентрация по массе (массовая доля) показывает число единиц массы растворенного вещества, содержащегося в 100 единицах массы раствора или отношения массы растворенного вещества к массе раствора.

Так, 12 %-ный раствор КОН содержит 12 г (кг, т) КОН в 100 г (кг, т) раствора, и для его приготовления следует взять 12 г (кг, т) КОН и 88 г (кг, т) растворителя.

Пример. Сколько граммов NаOH следует растворить в 250 г воды для получения 10 %-ного раствора щёлочи?

Решение. 250 г воды составляют 90 % массы раствора, а масса NaOH (х) — 10 % массы раствора. Составляем пропорцию

250 г H₂O – 90 %

x г NaOH – 10%

откуда

NaOH.

2. Мольная (молярная) доля (N) (мольный процент) определяется отношением числа молей растворенного вещества (п₂) к общему числу молей всех веществ, имеющихся в растворе:

,

где n₁, - число молей растворителя; N₂ - мольная доля растворенного вещества. Соответственно, мольная доля растворителя имеет вид

.

Сумма мольных долей всех веществ, имеющихся в растворе, равна 1.

При постоянном количестве растворителя различают один вид концентрации.

3. Моляльность (т, С_т)_определяется числом молей растворенного вещества, содержащихся в 1 кг растворителя. Например, 2-моляльный раствор серной кислоты должен содержать 196 г H₂SO₄ на 1 кг H₂O, так как моль H₂SO₄ имеет массу 98 г.

При постоянном объёме раствора различают следующие концентрации:

4. Молярность (М, С_М) определяется числом молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Одномолярным называется раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворенного вещества. Растворы, содержащие в 1 л раствора части молей, например, 0.1; 0.2; 0.01; 0.001, называются соответственно децимолярным (0.1 М), двудецимолярным (0.2 М), сантимолярным (0.01 М), миллимолярным (0.001 М) и так далее. Растворы, содержащие 2, 3, 4 и более молей растворенного вещества в 1 л раствора, называются соответственно двумолярными (2М), трехмолярными (3М) и так далее.

Пример. Определить молярность (С_М) раствора щелочи, в 500 мл которого содержится 40 г NaOH.

Решение. Моль NaOH - 40 г, следовательно, составляем пропорцию

500 мл раствора - 1 М ,

1000 мл раствора - С_М, ,

.

Итак, раствор NaOH двумолярный.

5. Эквивалентная концентрация, или нормальность (H, C_H) определяется числом грамм-эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Однонормальным (1н) называется раствор, в 1 л которого содержится один г-экв растворенного вещества. Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

На основе закона эквивалентов можно вывести следующие формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ:

;

;

;

,

где М - молекулярная масса.

Пример. Определить нормальность раствора щелочи, в 200 мл которого содержится 4 г NaOH.

Решение. Для определения нормальности раствора необходимо определить количество вещества в 1 л раствора.

Составим пропорцию

200 мл раствора - 4 г NaOH ,

1000 мл раствора - х г NaOH ,

NaOH .

20 г NaOH составляют 0.5 г-экв. Следовательно, исходный раствор 0.5 н.

6. Титр раствора (Т) - это количество граммов растворенного вещества в 1 см³ (мл) раствора. Так, если в 1 л раствора содержится 49 г серной кислоты, то

.

Зная нормальность раствора и эквивалент растворенного вещества, титр можно найти по формуле

.