Растворы План: 1) общая характеристика растворов

1
Растворы
План:
1) общая характеристика растворов
2) растворимость различных веществ, законы растворимости
3) способы выражения концентрации растворов
4) диссоциация в растворах сильных электролитов
5) диссоциация слабых электролитов
6) ионное произведение воды и водородный показатель
1. определение понятия
различают газовые (в газе растворено газообразное, жидкое или твердое
вещество), жидкие (в жидкости растворено газообразное, жидкое или твердое
вещество) и твердые (в твердом веществе растворено газообразное, жидкое
или твердое вещество) растворы. Наибольшую практическую значимость
имеют жидкие растворы, а среди них - водные растворы.
Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества. Растворительэто жидкое вещество, образующее сплошную среду. В этой среде равномерно
распределены ионы или молекулы растворенного вещества.
Истинные растворы - это устойчивые гомогенные (однородные) системы
переменного состава, образованные двумя или более индивидуальными
веществами.
Основная причина образования растворов - наличие взаимодействия между
частицами растворителя и растворенного вещества. Это взаимодействие
включает в себя физические (или силы Ван-дер-Ваальса) и химические силы.
Физическое взаимодействие:
1) дисперсионные
силы - это силы взаимодействия мгновенных
электрических дипольных моментов, возникающих в соседних атомах.
Дисперсионное взаимодействие не зависит от температуры. Оно
универсально, т.е. существует в любых системах, где есть электроны.
Важным свойством дисперсионных сил является их аддитивность: сила
взаимодействия между двумя молекулами не зависит от присутствия
других молекул. Неполярные вещества в неполярных растворителях
(нефть, жидкий воздух)
2) ориентационные силы действующие между молекулами с постоянным
электрическим дипольным моментом (растворение полярных веществ в
полярных растворителях)
3) индукционные силы возникают у мало полярных веществ вследствие их
поляризуемости полярными растворителями. Они слабее ориентационных
И
ориентационное,
и
индукционное
взаимодействия,
будучи
электростатическими, не являются аддитивными. Появление третьей
молекулы в поле взаимодействия двух других изменяет ориентацию молекул
и ослабляет эти взаимодействия.
2
Химические силы – это водородная связь и ион - дипольное взаимодействие.
Водородные связи есть в водных растворах, в жидком аммиаке, в спиртах,
аминокислотах, сахарах и др.
Ион - дипольное взаимодействие - это электростатическое взаимодействие
заряженного иона с молекулой полярного растворителя. Оно проявляется при
растворении электролитов в полярных растворителях, например, при
растворении солей, оснований и кислот в воде, жидком аммиаке, спирте и
другие полярных растворителях.
NaCl + 2nH2O = Na+nH2O + Cl- nH2O
Следствием физического и химического взаимодействия (ВЗМ) являются
тепловые и объемные эффекты растворения.
Растворимость.
Состояние раствора определяется тремя основными параметрами:
температурой,
давлением и концентрацией растворенных веществ. При
растворении данного вещества в выбранном растворителе при p, T = const
концентрация раствора увеличивается не беспредельно. Рано или поздно
вещество перестает растворяться, достигается определенная его концентрация,
которая при дальнейшем, даже самом длительном контакте растворяемого
вещества и растворителя в условиях интенсивного перемешивания, уже более не
изменяется и остается величиной постоянной. Это признак наступления
фазового равновесия: растворяемое вещество – раствор.
Предельно возможная концентрация растворенного вещества, отвечающая
этому фазовому равновесию, называется растворимостью вещества при
данной температуре и давлении. Мерой растворимости вещества служит
концентрация его насыщенного раствора.
Принципы, позволяющие предсказать растворимость веществ, неизвестны.
Однако, обычно вещества, состоящие из полярных молекул, лучше растворяются
3
в полярных растворителях, а неполярные вещества – в полярных.«Подобное
растворяется в подобном».
Все твердые вещества обладают способностью в той или иной степени
растворяться в различных жидкостях. Существует условное деление по их
растворимости в конкретном растворителе при определенной температуре на
нерастворимые, малорастворимые и растворимые вещества. Заметим, что
абсолютно нерастворимых веществ не существует (серебряная вода).
Концентрационные границы подобного деления весьма ориентировочны и,
естественно
лишены
какого-либо
физико-химического
смысла.
К
нерастворимым относят вещества, растворимость которых меньше 0,001 моль/л,
к малорастворимым – вещества с растворимостью 0,001 – 0,1 моль/л, а к
растворимым - вещества с растворимостью более 0,1 моль/л.
В группу растворимых в воде веществ входят почти все ацетаты, нитраты и
тиоцианаты металлов и аммония, хлориды, бромиды, иодиды металлов и
аммония, кроме галогенидов свинца, меди(1), ртути (1) и серебра; сульфаты
металлов, за исключением и сульфатов PbSO4,Hg2SO4, Ag2SO4; щелочно земельных металлов.
Группу нерастворимых в воде веществ образуют сульфиды, гидроксиды,
сульфиты, хроматы, средние карбонаты и фосфаты металлов, кроме щелочных и
аммония. Карбонат, фторид и фосфат лития относят к малорастворимым солям.
Растворимость большинства веществ возрастает с увеличением температуры.
Теории растворов.
Физическая (Вант-Гофф, Рауль, Аррениус) – основывается на полной
аналогии движения частиц растворенного вещества в растворе и хаотического
движения молекул газа. При этом растворитель рассматривается как инертная
среда, полностью отрицается взаимодействие растворенного вещества и
растворителя (ТЭД).
Химическая теория (Менделеев, Коновалов, Каблуков, Курнаков) рассматривает
донорно-акцепторное,
диполь-дипольное, дисперсионное взаимодействия
растворенных веществ и растворителя. «Растворы – суть химические
соединения, определяемые силами, действующими между растворителем и
растворенным веществом»
- книга Менделеева «Исследования водных
растворов по их удельному весу», 1887 г.
Современная теория растворов представляет собой синтез физической и
химической теорий, её нельзя считать полностью разработанной.
Способы выражения концентрации растворов.
Молярность.
Молярная концентрация вещества В ( символ с , единица моль/м3, моль/л)представляет собой отношение количества вещества В к объему раствора.
Cm=nB/Vp=mB/(MB•VB)Объем должен быть в литрах.
4
СH2SO4= 49г/(98г/моль•0,5л)= 1 моль/л
Распространенная сокращенная форма записи единицы молярной
концентрации М=моль/л очень удобна в использовании. Например, 1 М
Н2SO4.
Нормальность.
Молярная концентрация эквивалентов вещества В (символ Сэк (В), единицамоль/м3, моль/л)- равна отношению молярной массы эквивалентов вещества В
к объему раствора (в литрах).
Сэк(В)=mВ/(mэк(В)VВ)
Сэк(Н2SO4)=49г/(49г/моль•0,5л)=2моль/л=2н.
Сокращенное обозначение единицы молярной концентрации эквивалентов
вещества “н”, допускается обозначение “N”. Например, 2н Н2SO4.
0.1-деци 0.01- санти 0.001- Милли
Моляльность вещества В в растворе (символ Сm(В), единица- моль/кг)-это
количество растворенного вещества В, деленное на массу растворителя в кг.
Сm(B)=mB/(МBms)
Массовая концентрация вещества В – отношение массы растворенного
вещества, содержащегося в растворе, к объему этого раствора (символ ρB,
единица кг/м3, г/л, мг/л)
ρB=mB/VP=49г/1л
Если масса вещества выражена в граммах, а объем раствора в мл, то такая
концентрация называется титром (Т=г/мл).
Сэк (к-т)•Vк-т=Сэк(щ)•Vщ
Массовая доля растворенного вещества - отношение массы растворенного
вещества к массе раствора
ω(В)=[m(B)/V •ρ]• 100%,
где: m- масса растворенного вещества
V-объем раствора в мл,
ρ - плотность в г/мл.
Титр раствора – это отношение массы (в г) растворенного вещества к объему
раствора V (в мл), количество вещества в г в 1 мл раствора
Т(В)= m(B)/V,
Например, в 100 мл раствора Na2CO3 находится 5 г вещества, тогда
Т(Nа2CO3)=5/100= 0.05 г/мл
II диссоциация сильных электролитов.
Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят
электрический ток.
Растворы электролитов содержат ионы, которые при наложении
электрического поля становятся переносчиками тока. Различают сильные и
слабые электролиты.
Сильные электролиты содержат частицы только одного типа:
гидратированные ионы. Гидратация (сольватация) ионов – основная причина
диссоциации. Она отчасти затрудняет их обратное соединение в молекулу.
5
Гидратированные ионы могут включать как постоянное, так и переменное
число молекул растворителя.
H2O: + ‫ٱ‬H+=[H3O]+
ΔH=-711 кДж
Экспериментально не подтверждено существование следующих ионов:
H9O4+ или (H+ ·4H2O) или H3O+ ·3H2O
H7O3+ или (H+ ·3H2O) или H3O+ ·2H2O
Понятие «сильный электролит» относительно. Оно характеризует не только
растворяемое вещество, но и растворитель. Например, НСl в воде - сильный
электролит, НСl в безводной СН3СООН - слабый электролит.
Сильные электролиты (в воде).
1) почти все соли за исключением: ZnCl2, ZnI2, CdCl2, CdI2, HgCl2, Hg(CN)2,
Fe(SCN)3.
2) Комплексные соединения - К4[Fe(CN)6], [Ni(NH3)6]Cl2.
3) кислоты- HМnO4, HСlO4, HNO3, HCl, HBr, HJ
4) основания- LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Русским ученым И.А. Каблуковым была установлена причина полной
диссоциации сильных электролитов - в водных растворах сильные
электролиты полностью диссоциируют за счет ион - дипольного
взаимодействия с молекулами воды. Гидратация - взаимодействие
растворенного вещества с молекулами воды.
Сильная гидратация наблюдается у многозарядных катионов с малым
радиусом и приводит к образованию двух гидратных оболочек (ближней и
дальней).
Очень часто гидратная вода сильно удерживается и из пересыщенных
растворов выпадают кристаллогидраты. В них входит вода.
AlCl3•6H2O, CrCl3•6H2O, MgCl2•6H2O, CaSO4•5H2O.
Cильные электролиты широко распространены в природе. Минеральный
состав морской воды, воды рек и озер, грунтовых вод, почвенных растворов,
определяется растворенными ионами сильных электролитов.
Растения и животные усваивают биологически активные элементы в виде
ионов, которые образуются при диссоциации сильных электролитов.
III диссоциация слабых электролитов.
Слабые электролиты - это электролиты, которые в растворе не полностью
диссоциируют на ионы.
Реакция диссоциации слабых электролитов описывается ЗДМ, константой
равновесия и степенью диссоциации. Типичный слабый электролит
6
СН3СООН, в водном растворе которой одновременно находятся целые
молекулы и ионы:
СН3СООН(р) ↔ СН3СОО-(р)+Н+(р)
Равновесие этой реакции смещено влево.
Это равновесие можно характеризовать константой, которая в данном случае
называется константой диссоциации:
Кд=[СН3СОО-][Н+]/[CH3COOH]
[СН3СОО-] и [Н+] - равновесные концентрации ионов.
Полная концентрация уксусной кислоты
равна сумме целых молекул и
концентрации любого из ионов.
С==[СН3СООН]+[Н+]=[СН3СООН]+ [СН3СОО-],
Сm.дис.α==[СН3СООН]дис/С= [H+]/C=[СН3СОО-]/C
Из этого уравнения можно получить выражение равновесных концентраций
ионов и нераспавшихся молекул через С и α.
[СН3СОО-]=[Н+]= С•α.
[СН3СООН]=С— α•С=С(1-α) подставим это в выражение константы
равновесия(диссоциации)
К= С2•α2/(1- α)•C= α2•С /1- α - это закон разбавления Оствальда
Из закона Оствальда следует, что с ростом общей концентрации степень
диссоциации стремится к нулю, а при уменьшении общей концентрации - к
единице.
К слабым электролитам относятся почти все органические и часть
неорганических кислот: HNO2, H2CO3, H4SiO4, HCOOH, HOOC-COOH.
Для многоосновных кислот диссоциация проходит ступенчато:
К1=[H+][H2PO4-]/[H3PO4]=7,5•10-3
K2=[H+][HPO4-2]/[H2PO4-]=6,3•10-8
K3=[H+][PO4-3]/[HPO4-2]=1,3•10-12
Слабыми электролитами являются основания: NH4OH, Mg(OH)2,
CH3NH2(метиламин)
Ba(OH)2>Ba+2+2OH-(сильный Эл-ит)
NH4OH>NH4++OH-(слабый)
Амфотерные электролиты: Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3,
Sn(OH)4, аминокислоты - NH2COCH2OH.
Слабые электролиты,- растворы некоторых средних солей- ZnCl2, Hg(CN)2,
Fe(CNS)3
IV ионное произведение воды и водородный показатель.
Вода – слабый электролит.
НОН<>Н++ОНКоличественно диссоциация воды описывается константой диссоциации,
равной при 22 оС:
Кд=[H+][ОН-]/[H2O]=1,8•10-16
КВ=[H+][ОН-]= Кд [H2O]=1,8•10-16 (1000/18) =1,8 10-16 55,56 = 10-14 моль/л.
7
При добавлении к воде кислоты концентрация катионов Н+ увеличится, а
концентрация ОН- ионов уменьшится. Ионное же произведение воды
независимо от изменения концентрации ионов остается постоянным при
постоянной температуре.
С ростом t Kw растет.
t
10
22
30
50
100
200
-14
-14
-14
-14
-14
Kw
0,36•10
1•10
1,9•10
5,6•10
74•10
400•10-14
В растворах кислот [H+]>[OH-]>10-7
В растворах щелочей [H+]<[OH-]<10-7
Для удобства ввели водородный показатель
pH=-lg[H+]
С помощью рН реакция водных растворов характеризуется следующим
образом:
нейтральная рН =7
кислая рН<7
щелочная рН>7
Измеряют рН растворов приборами и специальной индикаторной бумагой.
Величина рН имеет большое практическое значение
Желудочный сок - 1,7; вода дождевая-6,0
Кровь-7,4
Слеза-7,0
Вода водопроводная-7,5
Морковь-6,67
Картофель-5,3
Щавель-3,7
Яблоки-2,5
Большое значение для роста и развития растений имеет рН почвенных
растворов. На сильно кислых и сильно щелочных почвах растения гибнут.
Значения рН почвенных растворов меняется в пределах 3-8, редко достигает 9
ли10. самая кислая почва - у торфяников, кислыми являются почвы дерновоподзолистой полосы и влажных субтропиков, нейтральными - черноземы,
слабощелочными – южные черноземы, бурые почвы сухих степей,
щелочными- полупустыни, солонцы.
Для большинства с/х культур наиболее пригодна реакция почвы рН~6,5 ед.
она создает благоприятные условия корневого питания и в то же время
подходит для жизнедеятельности полезных почвенных микроорганизмов,
которые усваивают молекулярный азот атмосферы.
Теория Бренстеда – Лоури (1823 г.) и теория Льюиса (1923 г.) –
самостоятельно.