Practical

41

где С(Ba2+) и С(SO42−) – равновесные концентрации ионов Ba2+ и SO42− (моль/л) в насыщенном растворе сульфата бария.

Для упрощения расчётов обычно пользуются концентрационной константой растворимости Кs , принимая f (Х) = 1 (приложение 2).

Если малорастворимый сильный электролит образует при диссоциации несколько ионов, то в выражение Кs (илиКs°) входят соответствующие степени, равные стехиометрическим коэффициентам:

В общем виде выражение концентрационной константы растворимости для электролита AmBn m An+ + n Bm− имеет вид

Ks = Сm (An+) . Сn (Bm−),

где С − концентрации ионов An+ и Bm− в насыщенном растворе электролита в моль/л.

Величиной Ks принято пользоваться только в отношении электролитов, растворимость которых в воде не превышает 0,01 моль/л.

Условия образования осадков

Предположим, С − фактическая концентрация ионов трудно

растворимого электролита в растворе.

Если Сm (An+) . Сn (Bm-) > Ks , то произойдет образование осадка, т.к. раствор становится пересыщенным.

Если Сm (An+) . Сn (Bm−) < Ks , то раствор является ненасыщенным и осадок не образуется.

Свойства растворов. Ниже рассмотрим свойства растворов неэлектролитов. В случае электролитов в приведённые формулы вводится поправочный изотонический коэффициент.

Если в жидкости растворено нелетучее вещество, то давление насыщенного пара над раствором меньше давления насыщенного пара над чистым растворителем. Одновременно с понижением давления пара над раствором наблюдается изменение его температуры кипения и замерзания; температуры кипения растворов повышаются, а температуры замерзания понижаются по сравнению с температурами, характеризующими чистые растворители.

Относительное понижение температуры замерзания или относительное повышение температуры кипения раствора пропорционально его концентрации:

∆t = K Сm ,

где К – константа (криоскопическая или эбулиоскопическая);

Сm – моляльная концентрация раствора, моль/1000 г растворителя.

42

Так как Сm = m/M, где m – масса вещества (г) в 1000 г растворителя, М – молярная масса, приведенное уравнение можно представить:

Таким образом, зная для каждого растворителя величину К, задав m и экспериментально определив ∆t в приборе, находят М растворенного вещества.

Молярная масса растворенного вещества может быть определена путём измерения осмотического давления раствора (π) и рассчитана по уравнению Вант – Гоффа:

Лабораторная работа Растворимость веществ в воде. Свойства растворов

Цель работы Ознакомление с физико-химической природой процесса растворения,

растворимостью вещества, различными видами растворов, а также с основными свойствами растворов.

Оборудование и реактивы Шпатель. Стеклянные палочки. Песчаные бани. Мерный цилиндр. Стакан.

Криоскоп. Ацетат натрия (крист.). Хлорид кальция (крист.). Нитрат аммония (крист.). Сульфат натрия (крист.). Гидроксид натрия (крист.). Глицерин. Раствор хлорида натрия (10 % - ный). Охладительная смесь (лёд + соль).

Опыт 1. Тепловые эффекты при растворении А. Стаканчик наполовину наполнить водой и добавить немного твёрдого

гидроксида натрия. Перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой и измерить температуру раствора.

Б. Провести аналогичный опыт с нитратом аммония. Отметить самую низкую температуру.

В. Стаканчик наполнить водой на 1/3 её объёма и измерить температуру. Взвесить 2 – 3 г кристаллогидрата сульфата натрия и добавить навеску соли в пробирку. Осторожно помешивая раствор, наблюдать изменения температуры. Показания термометра отметить в лабораторном журнале.

Опыт 2. Пересыщенные растворы

43

Пересыщенный раствор ацетата натрия готовят из расчёта трёх объемных частей соли на одну объемную часть воды.

В большую пробирку поместить кристаллы ацетата натрия и добавить соответствующий объём воды. Содержимое пробирки нагреть на слабом пламени газовой горелки до полного растворения кристаллов соли. Охладить пробирку под струей холодной воды. Добавить к раствору несколько капель глицерина, способствующего образованию более крупных кристаллов. Внести несколько кристаллов ацетата натрия в охлажденный раствор и наблюдать процесс кристаллизации растворенного вещества. Отметить экзотермический характер процесса.

Повторно нагреть содержимое пробирки до полного растворения соли и охладить раствор. Вызвать выпадение кристаллов за счет трения стеклянной палочки о стенку пробирки.

Опыт 3. Изменение температуры замерзания и температуры кипения растворов.

А. Две пробирки, одна из которых заполнена наполовину водой, а другая

– 10% - ным раствором хлорида натрия, поместить в стакан с охладительной смесью (лёд с солью). Отметить температуру замерзания воды и раствора хлорида натрия.

Б. Пробирку с водой, закрепленную в штативе над спиртовкой, нагреть до кипения и измерить температуру кипения воды. Убрать спиртовку и внести в пробирку один шпатель хлорида кальция. Вновь довести раствор до кипения и измерить температуру кипения раствора.

Сделать вывод о причине наблюдаемого изменения в температуре кипения полученного раствора.

5.2 Концентрация растворов. Приготовление водных растворов

Для качественной характеристики растворов используют понятия «разбавленный раствор» и «концентрированный раствор». Разбавленный раствор содержит мало растворенного вещества, концентрированный – много растворенного вещества. Между концентрированным и разбавленным растворами нет резкой границы, она условна. Разбавленный раствор может быть насыщенным, если вещество практически не растворяется в воде (например, насыщенные растворы AgCl, BaSO4 и т.д.). В то же время концентрированный раствор (например, сахарозы) может быть ненасыщенным, так как растворимость сахарозы равна 179 г при 0°С в 100 мл воды.

Количественный состав растворов выражается концентрацией. Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества в определённом количестве раствора или растворителя.

44

В химической практике наиболее употребительны следующие способы выражения концентраций.

1. Массовая доля растворённого вещества – это отношение массы растворённого вещества Х к общей массе раствора:

ω(X)= mm(X),

где ω (Х) – массовая доля растворенного вещества Х, выраженная в долях единицы; m(X) – масса растворенного вещества Х, г; m – общая масса раствора, г. Массовую долю можно выражать также в процентах ( % ):

ω(X)= mm(X) 100% .

Если массовая доля растворенного хлорида натрия в растворе равна 0,03, или 3 %, то это означает, что в 100 г раствора содержится 3 г хлорида натрия и 97 г воды.

Зависимость между объемом (V) и массой раствора (m) выражается формулой

m = ρV,

где ρ – плотность раствора, г/мл; V – объем раствора, мл; m – масса, г.

2.Молярная концентрация выражается числом молей растворённого вещества, содержащимся в 1 л раствора (моль/л). Концентрация, выраженная этим способом, называется мольно-объёмной концентрацией или молярностью

иобозначается буквой М. Так, 2 М H2SO4 означает раствор H2SO4 , в каждом литре которого содержится 2 моля, т.е. 2 . 98 = 196 г H2SO4 .

3.Нормальность выражается количеством эквивалентов, растворённых в 1 л раствора (моль/л). Концентрация, выраженная этим способом, называется эквивалентной концентрацией или нормальностью и обозначается буквой «Н».

Так, 2 Н H2SO4 означает раствор H2SO4, в каждом литре которого содержится 2 эквивалента или 98 г H2SO4 .

4.Моляльная концентрация – количество моль растворённого вещества, приходящее на 1 кг растворителя ( моль/кг ). Обозначается буквой m. Концентрация выраженная этим способом, называется мольно-массовой

концентрацией или моляльностью. Так, 2 m H2SO4 означает раствор серной кислоты, в котором на 1кг воды приходится 2 моля H2SO4 . Мольно-массовая концентрация раствора в отличие от его молярности не изменяется при изменении температуры.

5.Мольная доля – отношение количества моль данного вещества к общему количеству моль всех веществ, имеющихся в растворе. Концентрация, выраженная этим способом, обычно обозначается для растворителя N1, для

45

растворенных веществ – N2, N3 и т.д. В случае раствора одного вещества в другом мольная доля растворенного вещества N2 равна

N2 = n1 n+2n2 ,

где n1 и n2 – число молей растворителя и растворенного вещества соответственно.

Пользуясь растворами, концентрация которых выражена нормальностью, легко заранее рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка. Пусть V1 л раствора вещества 1 с нормальностью N1 реагирует с V2 л раствора вещества 2с нормальностью N2. Это означает, что в реакцию вступило N1V1 эквивалентов вещества 1 и N2V2 эквивалентов вещества 2.

Так как вещества реагируют в эквивалентных количествах, следовательно,

N1V1 = V2N2 или V1:V2 = N2:N1 .

Таким образом, объёмы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.

6. Титр Т – масса вещества, содержащегося в 1 мл раствора, г/мл:

T = mV .

Титр связан с нормальностью соотношением

T = H1000Mэ ,

где Мэ – молярная масса эквивалента вещества.

Плотность растворов. Плотность раствора – это отношение его массы к объему, выражается в единицах г/см3 и обозначается буквой ρ.

Плотность раствора изменяется при изменении его концентрации. Она может быть определена при помощи пикнометра, ареометра, гидростатических весов и др.

Для быстрого определения плотности жидкости служит ареометр. Ареометр представляет собой запаянную стеклянную трубку, нижний конец которой заполнен дробью или ртутью. Внутри верхней части трубки имеется

46

шкала, отградуированная в единицах плотности. Плотность жидкости соответствует тому делению шкалы, до которого погружается ареометр при испытании. От плотности раствора можно перейти к процентному содержанию, если в таблицах не имеется цифры, точно отвечающей сделанному отсчету на шкале ареометра, а есть близкие величины (немного больше и немного меньше). В таком случае процентное содержание растворенного вещества вычисляют методом интерполяции (определение промежуточной величины по двум известным крайним).

Предположим, что имеется раствор серной кислоты с плотностью 1,200. По таблице находим, что для растворов серной кислоты с плотностью 1,174 и 1,205 процентная концентрация соответственно равна 24 и 28 %.

Считаем, что процентное содержание изменяется прямо пропорционально изменению плотности. Разница плотности равна 1,205 – 1,174 = 0,031, а разница в процентном содержании составляет 28% - 24% = 4%.

Находим разницу между плотностью нашего раствора и плотностью раствора кислоты с меньшей концентрацией. Она равна 1,200 – 1,174 = 0,026. Увеличение плотности на 0,031 соответствует увеличению процентного содержания на 4%, а увеличение процентного содержания, соответствующее увеличению плотности на 0,026, находим из пропорции

0,031 – 4%

0,026 – х х = 3,35%.

Прибавляем к процентному содержанию кислоты в растворе с меньшей плотностью 3,35% и получаем искомое процентное содержание

24% + 3,35% = 27,35%.

Приготовление раствора заданной концентрации по правилу смешения из более концентрированного раствора и воды или из двух растворов с известным процентным содержанием

Пример. Сколько миллилитров 37,23% раствора соляной кислоты (плотность 1,19) и воды потребуется для приготовления 500 мл 10% раствора?

Решение. Концентрация исходных растворов (37,23 и для воды 0) записываем в первом столбце, во втором столбце записываем заданную концентрацию (10).

Разность между исходными концентрациями и заданной записываем в третьем столбце в направлении пересекающихся диагоналей (см. стрелками на схеме)

Полученные цифры (правый столбец) указывают, в каком весовом отношении должны быть смешаны раствор и вода. Следовательно, на 10 весовых частей раствора кислоты нужно взять 27,23 весовых частей воды. По

47

таблице находим удельный вес 10% раствора соляной кислоты (при необходимости методом интерполяции). Он равен 1,049. Вес приготовляемого раствора 500 . 1,049 = 524,5 г должен быть распределен пропорционально найденным

весовым частям. Всего частей: 10+27,23 = 37,23. Вес концентрированной соляной кислоты, необходимый для приготовления 10 % раствора, равен

524,5 . 10/37,23 = 140,9 г, а объём её V = 140,9 : 1,19 = 118,4 мл.

Вес (объём) воды равен 524,5 . (27,23/37,23)=383,6 г (или 524,5–140,9=383,6 г).

Лабораторная работа Приготовление растворов

Цель работы Освоение навыков приготовления растворов заданной концентрации и

методики их количественного анализа.

Оборудование и реактивы Ареометр. Мерные цилиндры. Колба мерная (100 мл). Воронка. Бюретка

(50 мл). Колбы конические (100 мл). Пипетки (10 мл). Гидроксид натрия (кристал.). Индикатор − метилоранж. Растворы: хлорида калия (конц.), соляной кислоты (0,5 Н).

Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации

Приготовить, например, 250 мл 5 % раствора хлористого калия из концентрированного раствора и воды.

1.Определить ареометром плотность исходного раствора, опуская последний в цилиндр.

2.Определить по шкале – таблице процентную концентрацию исходного раствора, отвечающую найденной плотности (если величина процентной концентрации не числится в таблице, то необходимо воспользоваться методом интерполяции).

3.Определить плотность приготовляемого 5 % раствора хлористого калия по таблице.

Плотности растворов NaCl и KCl, соответствующие различным концентрациям в %

49

повторить три раза, каждый раз точно определяя объем израсходованной кислоты (V1,V2,V3). Затем рассчитать средний объём

Vcp = V1 +V2 +V3 .

3

4. Число грамм-эквивалентов щёлочи в объёме пипетки (10 мл) равно числу грамм-эквивалентов кислоты в объёме Vс.р.. По формуле Vm . Nm = Vk . Nk определить нормальную концентрацию приготовленного раствора щелочи. Сравнить полученные результаты с заданием.

Контрольные вопросы и упражнения

1.Что такое растворы?

2.Что такое компонент раствора? Из каких компонентов состоят растворы? В каких агрегатных состояниях могут находиться компоненты раствора?

3.Дайте определение процессов гидратации и сольватации при растворении.

4.Охарактеризуйте следующие свойства растворов: давление пара над раствором, температуры кипения и замерзания.

5.Какой раствор называется: разбавленным, концентрированным, насыщенным, ненасыщенным, пересыщенным?

6.Что показывает коэффициент растворимости?

7.Назовите условие выпадения из растворов осадков малорастворимых электролитов.

8.Что выражает величина, называемая концентрацией раствора?

9.Дайте определение молярности, моляльности, нормальности, титра, мольной доли и процентной концентрации.

10.Сколько нужно взять гидроксида калия, чтобы приготовить 500 г 8 %-го водного раствора?

11.Сколько граммов соды Na2CO3 нужно, чтобы приготовить 2 л 0,2 М раствора?

12.В 200 г воды растворили 6,37 г хлорида магния. Определите моляльную концентрацию раствора.

13.В 200 мл воды растворили 20 г нитрата калия. Определить массовую долю

(%) KNO3 .

14.Какую массу (г) 15 % раствора хлорида кальция можно приготовить, имея 170 мл воды?

15.В 175 мл воды растворили 25 г CuSO4 . 5H2O. Какая массовая доля (%) CuSO4 в полученном растворе?

16.Какой объем (мл) 94 % раствора серной кислоты (пл.1,837 г/мл) требуется для приготовления 1 л 20 % раствора (пл.1,143 г/мл)?

17.Какую массу (г) сульфата натрия надо добавить к 300 г 10 % раствора, чтобы получить 20 % раствор ?

50

18.В 200 мл воды растворили 5,6 л хлороводорода (н.у.). Определить массовую долю (%) хлороводорода в полученном растворе.

19.Какая масса (г) нитрата калия содержится в 2 л 0,1 М раствора нитрата калия?

20.Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 14 г гидроксида калия в 500 мл раствора.

21.Какой объём (мл) 0,2 М раствора гидроксида калия требуется, чтобы

осадить в виде Fe(OH)3 всё железо, содержащееся в 29 мл 1,4 М раствора хлорида железа (III) ?

22.Теплота растворения безводного сульфата натрия равна –80,3 кДж/моль, а теплота растворения кристаллогидрата сульфата натрия Na2SO4.10Н2О равна –78,7 кДж/моль. Вычислить теплоту гидратации Na2SO4.

23.Определить теплоту гидратации безводного сульфата цинка, если известно, что теплота его растворения 77,11 кДж, а теплота растворения ZnSO4.7H2O равна –17,67 кДж.

24.К 0,05 л раствора сульфида стронция с молярной концентрацией 0,002 моль/л прилит равный объём раствора сульфата магния с концентрацией 0,004 моль/л. Выпадет ли осадок сульфата стронция ?

6.Ионообменные реакции

Реакции в растворах электролитов, при которых не изменяется заряд ионов, входящих в соединения, называются ионообменными. Например, взаимодействие электролитов в состоянии равновесия

К1А1 + К2А2 ' К1А2 + К2А1.

Константа равновесия

K = [[K1A2]][[K2A1 ]] (4)

K1A1 K2A2

Чтобы узнать, в какую сторону смещено данное равновесие, рассмотрим диссоциацию каждого из 4-х электролитов: