Пособие по химии для студ.ТФ

65.Сколько граммов NaNO3 нужно растворить в 500 г воды, чтобы получить 15%-й раствор?

66.Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего 16 г сахарозы С12Н22О11 в 350 г воды при 293 0К. Плотность раствора считать равной единице.

67.Сколько граммов сахарозы С12Н22О11 надо растворить в 100 г воды, чтобы: а) понизить температуру кристаллизации на 1 0С; б) повысить температуру кипения на 1 0С (КН2О = 1,86; ЕН2О = 0,52 0).

68.Температура кипения водного раствора сахарозы равна 101,4 0С. Вычислить моляльную концентрацию сахарозы в растворе.

69.Вычислите температуру кристаллизации водного раствора мочевины, содержащего 5 г (NH4)2CO в 150 г воды. КН2О = 1,86.

70.Какая масса хлорида калия потребуется для приготовления 5 л 0,2 м раствора плотностью 1,001 г/мл.

3.8.Коллоидные растворы

Среди дисперсных систем коллоидные растворы занимают промежуточное положение между суспензиями и истинными растворами.

Коллоидные растворы – это ультрамикрогетерогенные системы, в которых частицы диспергированного вещества имеют размер 10–5–10–7см и состоят из множества молекул, атомов или ионов, т.е. являются агрегатами кристаллического или аморфного характера.

Отдельные частицы коллоидных растворов называются мицеллами. Мицеллы имеют сложное строение, форма их может быть самой раз-

нообразной.

Строение мицеллы AgJ, полученной по реакции

AgNO3 + KJ → AgJ + KNO3,

протекающей в избытке AgNO3, имеет вид:

AgJ m nAg+ (n–x) NO-3 -x+ xNO3 -

ядро потенциалпротивоионы определяющие ионы

адсорбционный диффузионный слой слой

гранула

мицелла

31

Если реакция протекает в избытке KJ, то мицелла AgJ имеет следующее строение:

AgJ m nJ- (n-x)K+ x- xK+.

Уменьшение или уничтожение заряда гранулы ведет к слипанию и укрупнению частиц – коагуляции. Явление осаждения частиц под действием силы тяжести называется седиментацией. Коагуляция может быть вызвана разными причинами, например, действием электролитов, заряд ионов которых противоположен заряду гранулы.

По отношению к отрицательно заряженным частицам золей коагули-

рующая способность катионов возрастает с увеличением массы катиона: Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+ .

Коагулирующая способность анионов в зависимости от их массы по отношению к положительно заряженным частицам золей изменяется в

противоположном направлении:

Cl– > Br– > J–.

Чем выше заряд иона, тем сильнее его коагулирующее действие и тем ниже порог коагуляции (минимальная концентрация электролита, вызывающая коагуляцию).

Коагуляция, возникающая при смешении двух золей с различными знаками зарядов частиц, называется взаимной коагуляцией.

Контрольные задания:

71.Какими способами отличить коллоидный раствор от истинного?

72.Чем обусловливается кинетическая и агрегатная устойчивость коллоидных растворов?

73.Дать схему строения мицеллы хлорида серебра, если коллоидный раствор его был получен добавлением раствора нитрата серебра к избытку раствора хлорида калия. Гранула в этом случае несет отрицательный заряд.

74.Какой процесс называется коагуляцией, седиментацией?

75.Какими способами можно вызвать коагуляцию коллоидного раствора?

76.Какой заряд имеет коллоидная частица (гранула), образованная при взаимодействии BaCl2 с избытком H2SO4?

77.Какие ионы (анионы или катионы) окажут коагулирующее действие на золь, полученный по реакции

K2SiO3 + H2SO4(изб.) → H2SiO3 + K2SO4?

78.Какие ионы (анионы или катионы) окажут коагулирующее действие на золь, полученный по реакции

AgNO3(изб.) + KJ → AgJ + KNO3?

79.Какой заряд имеет коллоидная частица (гранула), образованная при взаимодействии AgNO3 с избытком KJ?

80.Какой заряд имеет коллоидная частица (гранула), образованная при взаимодействии избытка AgNO3 c KJ?

32

3.9. Ионное произведение воды. Гидролиз солей

Вода–слабыйэлектролитивоченьмалойстепенидиссоциируетнаионы: Н2О Н+ + ОН–.

Спомощью экспериментальных данных и расчетов установлено, что

в1 л чистой воды при 22 0С произведение концентраций ионов водорода и ионов гидроксида равно 10-14. Эта величина постоянная и носит название

ионного произведения воды (Кв):

Кв = [H+] [OH-] = 10-14.

Следовательно, для чистой воды [H+] = [OH-] = Kв = 10-7 моль/л. Для удобства концентрацию водородных ионов принято выражать

через водородный показатель и обозначать символом рН:

рН = -lg [H+],

где [H+] – концентрация ионов водорода в моль/л.

Таким образом, водородный показатель среды – это отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов. С помощью рН реакция растворов характеризуется так:

Нейтральная рН = 7,

Растворы некоторых солей имеют щелочную или кислую среду, хотя в своем составе не имеют ни водородных ионов, ни ионов OH–. Такое явление называется гидролизом солей. Различают три случая гидролиза.

1) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, протекает по аниону, например:

Na2CO3 2Na+ + CO32 (соль образована сильным основанием

NaOH и слабой угольной кислотой H2CO3). Так как ион CO32 двухзаряден, то гидролиз возможен в две ступени: первая ступень протекает в обычных условиях, заметное протекание по второй ступени возможно при нагревании или разбавлении.

Первая ступень:

а) сокращенное ионное уравнение гидролиза:

+-

СО3 2- + Н ОН НСО3- + ОН-; б) полное ионное уравнение гидролиза:

2Na+ + CO32 + H2O 2Na+ + HCO3- + OH-;

в) молекулярное уравнение:

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH.

33

Так как в растворе накапливаются ионы гидроксила, то среда щелочная, рН › 7.

Вторая ступень:

+ -

НСО3- + НОН Н2СО3 + ОН-, Na+ + НСО3- + Н2О Н2СО3 + ОН- + Na+,

NaНСО3 + Н2О Н2СО3 + NaОН.

2) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, протекает по катиону, например:

AlCl3 Al3+ + 3Cl-.

В обычных условиях гидролиз протекает по первой ступени, незначительно – по второй. Третья ступень – реакция практически не протекает, однако разбавление или нагревание усиливают гидролиз.

Первая ступень:

+-

Al3+ + НОН AlОН2+ + Н+,

Al3+ + 3Cl- + Н2О AlОН 2+ + Н+ + 3Cl-,

AlСl3 + H2O AlOHCl2 + HCl.

Так как в растворе накапливаются ионы водорода, то среда кислая,

рН ‹ 7.

Вторая ступень (незначительно):

+ -

AlОН 2+ + НОН Al(ОН)2+ + Н+,

AlОН 2+ + Н2О + 2Cl- Al(ОН)2+ + Н+ + 2Cl,

AlOHCl2 + Н2О Al(ОН)2Cl + НCl.

Третья ступень в обычных условиях практически не протекает:

+ -

Al(ОН)2+ + Н ОН Al(ОН)3↓ + Н+, Al(ОН)2+ + НОН → Al(ОН)3↓ + Н+ + Cl- ,

Al(ОН)2+ + Cl- + H2O Al(ОН)3↓ + НCl.

3) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, протекает полностью. Подобный процесс наблюдается при смешивании растворов Na2CO3 и AlCl3, в которых соответственно имеется избыток ионов ОН- и Н+.

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3Н2О → 2Al(ОН)3↓ + 3СО2↑ + 6NaCl; 2Al3+ + 3CO32 + 3Н2О = 2Al(ОН)3↓ + 3СО2↑.

34

4) Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.

Примечание. Для анализа состава солей при написании уравнений гидролиза нужно помнить, что:

Контрольные задания:

81.Какая среда (щелочная, кислая или нейтральная) будет в водных растворах следующих солей: AlCl3, KNO3, CuSO4, Na2CO3, (NH4)2S? Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярной, ионной полной и сокращенной формах.

82.Подвергаются ли гидролизу следующие соли: NaNO3, MgS, CuJ2, (NH4)2CO3? Напишите уравнения реакции гидролиза в молекулярной и ионной формах.

83.Напишите уравнения всех ступеней гидролиза в молекулярной и ионной формах следующих солей: BiOH(NO3)2, FeOHCl, K2HPO4, NaHS, CuCl2. Дайте названия всем этим солям.

84.Усиление или подавление гидролиза карбоната натрия вызовет прибавление к раствору: а) кислоты; б) щелочи; в) хлорида аммония?

85.Напишите в молекулярной форме по два уравнения гидролиза к каждому из ионных уравнений:

а) Cr3+ + H2O CrOH2+ + H+; б) S2- + H2O HS– + OH–.

86.В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах К2SO3, FeCl3 и NH4Br?

87.Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей: CuCl2, Pb(NO3)2 и Na2S.

88.Какое значение рН (› 7 ‹) имеют растворы: KCl, Na2S, CH3COONa и FeSO4? Подтвердите уравнениями реакций.

89.Какие из солей Al(NO3)3, KBr, CH3COOK – подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

90.Составьте молекулярные, полные и сокращенные ионные урав-

нения реакций между: а) K2S и HCl; б) FeSO4 и (NH4)2S;

в) Cr(OH)3 и KOH.

35

3.10.Электролитическая диссоциация. Ионные реакции. Ионное равновесие

По способности проводить электрический ток в водных растворах вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. К электролитам относятся кислоты, щелочи, большинство солей.

Распад электролита на ионы при растворении в воде или расплавле-

нии называют электролитической диссоциацией. Электролиты подраз-

деляются на слабые и сильные. Для количественной оценки силы электролита используется понятие степени диссоциации (α), которая рассчитывается по формуле:

α n , N

где n – число молекул, распавшихся на ионы; N – общее число молекул. Сильные электролиты имеют › 30 %, слабые – ‹ 2 %, для средних –

2 % ≤ ≤ 30 %. Степень диссоциации увеличивается с разбавлением и увеличением температуры. Из теории электролитической диссоциации вытекают следующие определения:

Основания – электролиты, диссоциирующие с образованием гидро- ксид-ионов ОН-.

NaOH Na+ + OH-.

Основания, содержащие две и более групп ОН-, диссоциируют ступенчато:

Ba(OH)2 Ba(OH)+ + OH - первая ступень

НNO3 H+ + NO3-.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

36

Сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr) полностью диссоциируют в растворе на ионы, а слабые (H2SO3, H2CO3, H2S) остаются в растворе в виде молекул.

Большинство солей – хорошие электролиты, в растворах и расплавах диссоциируют:

–средние, например, Na2SO4 2Na+ + SO24 ;

–кислые, NaHSO4 Na+ + HSO4 ;

–основные, FeOHCl2 FeOH2+ + 2Cl–.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и поэтому характеризуются незначительными величинами энергии активации. Ионное равновесие определяется концентрацией ионов в растворе. Увеличение концентрации одного из ионов (введение в раствор сильного электролита) смещает равновесие в сторону образования недиссоциирующих молекул слабого электролита, уменьшение концентрации одного из ионов (связывание в недиссоциирующую молекулу) ведет к дальнейшему распаду молекул на ионы.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов с образованием малорастворимых веществ (осадков, газов) или молекул слабых электролитов. В тех случаях, когда малорастворимые вещества (или слабые электролиты) имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования менее растворимых или менее диссоциирующих веществ.

Так, в реакции СН3СООН + КОН = СН3СООК + Н2О,

СН3СООН + ОН ˉ = СН3СООˉ + Н2О участвуют два слабых электролита – слабая кислота СН3СООН и вода.

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита – воды, константа диссоциации которой 1,8∙10-16 значительно меньше константы диссоциации уксусной кислоты (1,8∙10-5).

Контрольные задания:

91.Раствор содержит смесь солей: AgNO3, Ba(NO3)2 и Zn(CH3COO)2. К нему добавили избыток НСl. Написать уравнения возможных уравнений реакций в ионной и молекулярной форме.

92.Написать уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной кислоты. В каком направлении будут смещаться эти равновесия при добавлении HCl и NaOH ?

93.Попарно смешали растворы следующих веществ: NaCl + KOH

HCl + CH3COONa MgCl2 + KOH

Между какими из указанных веществ возможны реакции обмена? Написать ионные уравнения возможных реакций.

37

94.Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:

Cu2+ + H2S = CuS + 2H+,

Mg2+ + CO32- = MgCO3,

NH4+ + OH- = NH4OH.

95.К растворам каждого из веществ – хлорид калия, сульфат никеля (II), серная кислота – прилили избыток раствора KOH. В каких случаях и почему произойдут реакции?

96.Написать формулы ангидридов кислот: H2SO4; H3BO3; H3PO4; HClO4; HMnO4.

97.Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления превращений: Ba → BaO → BaCl2 → Ba(NO3)2 → BaSO4;

Mg → MgSO4 → Mg(OH)2 → MgO → MgCl2.

98.С каким из перечисленных веществ будет реагировать соляная кислота: N2O5, Zn(OH)2, CaO, AgNO3, H3PO4, H2SO4? Составить уравнение реакций.

99.Какие из указанных веществ будут реагировать с гидроксидом

натрия: HNO3, CaO, CO2, CuSO4, Ca(OH)2, P2O5? Составить урав-

нение реакций.

100.Составить уравнения реакций нейтрализации, приводящих к об-

разованию солей: NaNO3, NaHSO4, Na2HPO4, Fe2(SO4)3, MgOHCl.

3.11.Жесткость воды и способы ее устранения

Жесткость воды определяется содержанием в ней солей s-металлов

II А-группы: Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, MgSO4, CaCl2, MgCl2. При нагревании и особенно при испарении воды эти соли образуют слой накипи, снижающий коэффициенты теплопередачи в окружающих и нагревающих системах, что является крайне нежелательным. Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей жесткостью. Жесткость подразделяется на временную и постоянную.

Временная жесткость (карбонатная) обусловлена содержанием гидрокарбонатов кальция и магния (Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2), а также Fe(HCO3)2.

Устраняется при нагревании до 70–80 0С:

t0

Ca(HCO3)2 ↓CaCO3 + CO2 + H2O.

Распад гидрокарбоната магния сопровождается гидролизом:

t0

Mg(HCO3)2 ↓MgCO3 + CO2 + H2O,

2MgCO3 + 2H2O → ↓(MgOH)2CO3 + H2O.

Разложение гидрокарбоната железа (II) сопровождается образованием Fe(OH)3, что окрашивает накипь в желтый цвет:

t0

Fe(HCO3)2 ↓FeCO3 + CO2 + H2O,

38

FeCO3 + H2O → ↓Fe(OH)2 + CO2 ,

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓.

Временная жесткость устраняется не только кипячением питьевой воды, но и нейтрализацией гидрокарбонатов гашеной известью. Однако этот способ применяется крайне редко:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 + 2H2O.

Постоянная жесткость (некарбонатная) определяется содержанием устойчивых, неизменяющихся солей: CaSO4, MgSO4, CaCl2, MgCl2. Она устраняется переводом сульфатов и галидов s-металлов II А-группы в практически нерастворимые карбонаты или фосфаты с их последующей фильтрацией:

CaSO4 + Na2CO3 → ↓CaCO3 + Na2SO4, 3CaSO4 + 2Na3PO4 → ↓Ca3(PO4)2 + 3Na2SO4.

Наиболее удобный метод удаления солей, образующих накипь – это катионный обмен, впервые изученный на некоторых алюмосиликатах (Na2O ∙ Al2O3 ∙ nSiO2), которые получили название «пермутитов».

Для определения жесткости воды необходимо сделать ее анализ и затем рассчитать по формуле:

Ж m ,

Mэ V

где Ж – жесткость воды; m – масса вещества, обусловливающего жесткость воды или применяемого для ее устранения, мг; Мэ – молярная масса эквивалента, г/моль; V – объем воды, л.

Жесткость воды выражается суммой миллиграммэквивалентов ионов Ca2+ и Mg2+, содержащихся в 1 л воды (мгэкв/л). Один миллиграммэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л Ca2+ или 12 мг/л Mg2+.

Определение общей жесткости

Оборудование и материалы:

катионитовая колонка;

0,1н раствор трилона Б (18,61 в 1 л раствора);

0,5 % раствора индикатора кислотного хрома темно-синего или кислотного хрома черного;

мерный цилиндр;

аммиачный буферный раствор;

конические колбы.

Контрольные задания:

101.Сколько граммов Na3PO4 надо прибавить к 500 л воды, чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5 мэкв?

102.В 1 л воды содержится 36,47 мг ионов магния и 50,1 мг ионов кальция. Чему равна жесткость этой воды?

39

103.Сколько граммов карбоната натрия надо прибавить к 400 л воды, чтобы устранить жесткость, равную 3 мэкв?

104.Вода,содержащая только сульфат магния, имеет жесткость7мгэкв/л. Сколько граммов сульфата магния содержится в 300 л этой воды?

105.Чему равна жесткость воды, если для ее устранения к 50 л воды потребовалось прибавить 21,2 г карбоната натрия?

106.В 220 л воды содержится 11 г сульфата магния. Чему равна жесткость этой воды?

107.Вода, содержащая только гидрокарбонат магния, имеет жесткость 3,5 мэкв. Сколько граммов гидрокарбоната магния содержится в 200 л этой воды?

108.Сколько граммов CaSO4 содержится в 200 л воды, если жесткость, обусловливаемая этой солью, равна 8 мэкв?

109.Сколько граммов карбоната натрия надо прибавить к 0,1 м3 воды, чтобы устранить жесткость, равную 4 мэкв?

110.Чему равна карбонатная жесткость воды, если в 1 л ее содержится 0,292 г гидрокарбоната магния и 0,2025 г гидрокарбоната кальция?

3.12.Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называют окислительно-восстано-

вительными (ОВР).

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит только из ионов.

При определении степени окисления нужно помнить:

степень окисления атома в простом веществе равна 0;

степень окисления атома водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов, равна +1;

степень окисления кислорода, кроме пероксидов и OF2, равна –2;

степень окисления атомов элементов I, II, III групп главных подгрупп периодической системы равна +1, +2, +3 соответственно;

сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна 0. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молеку-

лой или ионом. Степень окисления при этом повышается:

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой, ионом. Степень окисления при этом понижается:

40