Растворы. Классификация растворов.

Лекция 4. Растворы

План

1. Общие положения;

2. Способы выражения концентраций раствора;

3. Электролитическая диссоциация, рН раствора;

4. Гидролиз солей.

 

Растворы. Классификация растворов.

Растворами называются гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.

Существуют растворы твердых, жидких и газообразных веществ в жидких растворителях, а также однородные смеси (растворы) твердых, жидких и газообразных веществ. В дальнейшем мы будем рассматривать только системы с жидким растворителем.

Раствор состоит из растворенных веществ и растворителя.

Растворитель – компонент, который преобладает и находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор.

Истинные и коллоидные растворы

В растворах вещества могут находиться в различных степенях дисперсности (т.е. раздробленности). Величина частиц служит важным признаком, обуславливающим многие физикохимические свойства растворов.

 

По величине частиц растворы делятся на:

1. Истинные растворы (размер частиц меньше 1 мкм) и

2. Коллоидные растворы (размер частиц от 1 до 100 мкм).

 

Смеси с частицами размером более 100 мкм образуют взвеси: суспензии и эмульсии.

 

Истинные растворы могут быть ионными или молекулярными в зависимости от того, диссоциирует ли растворённое вещество на ионы или остаётся в недиссоциированном состоянии в виде молекул.

 

Коллоидные растворы резко отличаются по свойствам от истинных растворов. Они гетерогенны, так как имеют поверхность раздела между фазами – растворённым веществом (дисперсной фазой) и растворителем (дисперсионной средой).

В процессе растворения частицы (ионы или молекулы) растворяемого вещества под действием хаотически движущихся частиц растворителя переходят в раствор, образуя в результате беспорядочного движения частиц качественно новую однородную систему.

Процесс растворения является обратимым, так как может осуществляться не только переход частиц растворяемого вещества в раствор, но и выделение частиц из раствора в результате, например, процесса кристаллизации.

Через определенное время процессы растворения или выделения частиц при данных внешних условиях приводят систему к состоянию равновесия – состоянию, в котором скорости этих процессов равны. В состоянии равновесия образуются насыщенные растворы.

Насыщенным раствором называется такой раствор, который находится в равновесии с избытком растворяемого вещества – он содержит максимально возможное при данных условиях количество растворенного вещества.

Если скорость растворения превышает скорость выделения, то образуются ненасыщенные растворы, если наоборот – пересыщенные.

По соотношению количеств растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные ( растворы, близкие к состоянию насыщения ).

Концентрация насыщенного раствора для данного вещества при строго определенных условиях (Т, Р и растворитель) – величина постоянная и называется растворимостью вещества.

Растворимость – способность вещества растворятся в растворителе. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости. Он показывает, какая максимальная масса вещества может растворится в 1000 мл (т.е. 1 литре) растворителя при данной температуре. Растворимость выражается в г/л.

По растворимости в воде вещества делятся на три группы:

1. Хорошо растворимые (в таблице растворимости обозначаются буквой «р») более 10г вещества в 1 л воды при температуре 20^оС (сахар в воде);

2. Малорастворимые – «м» 0,01 – 10г на 1л воды (сульфат кальция – гипс в воде);

3. Практически нерастворимые – «н» менее 0,01 г.

Растворимость зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества, температуры и давления для газов.

Так растворимость газов при повышении температуры уменьшается, а при увеличении давления увеличивается. Растворимость же многих твердых веществ при нагревании увеличивается.

Зависимость растворимости от температуры показывают кривые растворимости. По ним можно определить: коэффициент растворимости веществ при различных температурах и массу растворенного вещества, которая выпадает в осадок при охлаждении раствора.

Количественной характеристикой растворимости является концентрация.

Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащегося в определенном количестве раствора или растворителя.

Концентрацию раствора можно выражать по разному.

2. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Массовая концентрация, массовая доля w– отношение массы растворенного вещества m [ X ] к массе всего раствора m [ S ]

Массовая доля выражается в долях единицы или процентах.

Пример. 5%-ный раствор серной кислоты в 100 граммах раствора содержит 5 грамм H₂SO₄ и 95 грамм растворителя – воды.

Молярная концентрация, молярность С_М (М) – число молей растворенного вещества n [ X ], содержащегося в 1 л раствора V [ S ]

[ моль / л; моль / см ³]

Различают обозначения:

0,1М – децимолярный;

0,01М – сантимолярный (0,02М – двусантимолярный);

0,001М – милимолярный.

Пример. 1,5М раствор H₂SO₄ или С_М = 1,5 моль/л H₂SO₄

В 1000 мл раствора содержится 1,5 моля серной кислоты или

в 1 л раствора содержится 1,5 ´ 98 = 147 г, где 98 – молярная масса серной кислоты.

Для пересчета молей в граммы используем молярную массу вещества.

    Пример. Определите массу нитрата натрия, которая требуется для приготовления 2 л децимолярного раствора.

 

В 1 л раствора содержится С_М ´ М [ X ] = 0,1 ´ 85 = 8,5 г NaNO₃

Составим пропорцию:

в 1 л раствора содержится 8,5 г NaNO₃

в 2 л раствора содержится х г NaNO₃

Тогда х = 17 г нужно взять, чтобы приготовить 2 л 0,1М раствора.

Эквивалентная концентрация, нормальность C _Н - число эквивалентов растворенного вещества n _Е, содержащихся в 1 л раствора V [ S ]

[ экв / л; моль / л ]

Различают обозначения:

0,1н – децинормальный;

0,01н – сантинормальный;

0,001н – милинормальный.

Если в растворе содержится 1 эквивалент вещества, то это 1н раствор.

Один эквивалент весит эквивалентную массу.

Пример. 0,75н раствор H₂SO₄ или C _Н = 0,75 моль/л H₂SO₄

В 1000 мл раствора содержится 0,75 моль серной кислоты или

в 1 л раствора содержится 0,75 ´ 49 = 36,75 г, где 49 – эквивалентная масса серной кислоты.

В общем виде:

в 1 л раствора содержится С_Н ´ М_Э [ X ]

в заданном V [ S ] раствора содержится х г

Моляльная концентрация, моляльность C_m – число молей растворенного вещества n [ X ], приходящихся на 1 кг растворителя m_P

[ моль / кг ]

Пример. 2m раствор H₂SO₄

2 моля приходятся на 1000 г растворителя (т.е. воды)

C_m ´ М [ X ] приходятся на 1000 г растворителя

Титр Т – показывает количество граммов растворенного вещества m [ X ], содержащихся в 1 мл раствора V [ S ]

[ г/мл ]

Пример. Титр раствора равен 0,0036 г/мл.

Это значит, что в 1 мл раствора содержится 0,0036г растворенного вещества.

Если растворы имеют разную нормальность, то применяют:

Закон эквивалентов для растворов

Объемы реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.

В растворе или расплаве ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательные ионы к положительному аноду.

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (константа равновесия для процесса диссоциации). Слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

Константа равновесия

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующих веществ и растворителя, от температуры, и не зависит от концентрации раствора. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе и тем сильнее электролит.

 (СН₃СООН) = 1,8×10^–5

 (НСN) = 8×10^–10 Видно, что уксусная кислота более сильная.

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ РН

 

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

Н₂О  Н⁺ + ОН^–

По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию ионов Н⁺ и ОН^– в воде. При Т = 25^оС она равна 10^–7 моль/л.

Напишем выражение для константы диссоциации воды:

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н₂О в воде практически равна общей концентрации воды. Концентрацию молекул воды можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу ее моля:

т.е. [H₂O] = 55.56 моль/л.

Записав уравнение следующим образом, и подставив значения константы диссоциации и концентрации воды, получим значение для произведения концентраций ионов водорода и гидроксид ионов в воде – ионное произведение воды :

Получим выражение:

В чистой воде [H⁺] = [OH^–] = 10^–7

Видно, чтобы охарактеризовать реакцию среды любого водного раствора, достаточно указать лишь концентрацию ионов водорода H⁺ или гидроксид–ионов OH^–. За такой показатель взята концентрация ионов H⁺.

Нейтральная среда

[H⁺] = [OH^–] = 10^–7

Кислая среда

[H⁺] > 10^–7 > [OH^–]

Щелочная среда

[H⁺] < 10^–7 < [OH^–]

Для удобства, концентрацию ионов водорода характеризуют водородным показателем воды рН.

Водородный показатель – количественная характеристика среды.

pH = – lg [H⁺]  [H⁺] = 10^–7         pH = – lg 10^–7 = 7 – нейтральная

                         [H⁺] = 10^–3        pH = – lg 10^–3 = 3 – кислая

                         [H⁺] = 10^–11       pH = – lg 10^–11 = 11 – щелочная

Запомним: в нейтральной среде рН = 7, в кислой рН < 7, в щелочной рН > 7. это можно представить в виде схемы:

 

 

Гидроксильный показатель                 

pOH = – lg [OH^–] [ОH^–] = 10^–7       pОH = – lg 10^–7 = 7 – нейтральная

                         [ОH^–] = 10^–4     pОH = – lg 10^–4 = 4 – щелочная

                         [ОH^–] = 10^–12    pОH = – lg 10^–12 = 12 – кислая

Реакция среды устанавливается с помощью индикатора. В качестве индикаторов чаще всего применяют вещества (как правило, это сложные органические красители), способные давать с одним из реагирующих веществ легко заметную цветную реакцию. В растворе происходит диссоциация индикатора, в результате которой образуется диссоциированная форма и не распавшаяся часть, которая в разных средах приобретает различную окраску (пример с фенолфталеином).

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Взаимодействие соли с молекулами воды, в результате которого образуются кислота и (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^–, но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут «связываться» ионами подвергающейся гидролизу соли в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества.

Характер протекания гидролиза зависит от природы солей. Все многообразие гидролиза можно свести к трем типам.

1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой:

CH₃COONa + H₂O  CH₃COOH + NaOH

В результате гидролиза такой соли в растворе находится сильнодиссоциированное основание и слабодиссоциированная кислота. Следовательно, образуется больше гидроксоионов (т.к. ионы водорода выводятся из реакции) и раствор имеет щелочную реакцию.

Взаимный гидролиз

 

Гидролиз солей протекает по схемам:

FeCl₃           Fe⁺³ + HOH  FeOH⁺² + H⁺

Na₂CO₃           CO₃^-2 + HOH  HCO₃^– + OH^–

При сливании солей они нейтрализуются.

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃  6NaCl + Fe₂(CO₃)₃

В водном растворе хлорид натрия гидролизу не подвергается, гидролиз карбоната железа протекает в одну ступень, гидролиз усиливается, за счет выпадения осадка и выделения газа.

Fe₂(CO₃)₃ + 6H₂O ® 2Fe(OH)₃¯ + 3H₂O + 3CO₂­

Получаем:

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O   6NaCl + 2Fe(OH)₃¯ + 3H₂O + 3CO₂­

Для большинства солей процесс гидролиза обратим.

Количественно процесс гидролиза солей можно охарактеризовать степенью гидролиза (h), показывающей отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул (выражаемое обычно в %).

 

 

Лекция 4. Растворы

План

1. Общие положения;

2. Способы выражения концентраций раствора;

3. Электролитическая диссоциация, рН раствора;

4. Гидролиз солей.

 

Растворы. Классификация растворов.

Растворами называются гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.

Существуют растворы твердых, жидких и газообразных веществ в жидких растворителях, а также однородные смеси (растворы) твердых, жидких и газообразных веществ. В дальнейшем мы будем рассматривать только системы с жидким растворителем.