Контрольные вопросы и упражнения

1. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами?

2. В чём заключаются основные положения электролитической диссоциации?

3. Объяснить процесс диссоциации солей, оснований и кислот с точки зрения строения атомов и молекул.

4. Реакции диссоциации электролитов являются обратимыми. Объяснить, что это значит? Как записывают уравнения реакций диссоциации?

5. Какие электролиты называют сильными, а какие слабыми? Привести примеры.

6. Как зависит способность электролитов к диссоциации от вида химической связи?

7. В 1 л раствора содержится 0,25 г хлорида натрия. Вычислить концентрацию ионов Na⁺, Cl^ и общую концентрацию всех ионов.

8. В 1 л 0,01 н раствора муравьиной кислоты HCOOH при комнатной температуре содержится 0,06 г ионов HCOO^. Найти константу диссоциации.

9. При какой концентрации уксусной кислоты CH₃COOH в водном растворе

 = 1% ? При какой концентрации  в 2 раза больше, если К_дис. = 1,8 ^. 10^5 ?

10. Принимая во внимание первую ступень диссоциации сероводородной кислоты, определить  (%) для её 0,01 М раствора (см. приложение 4).

11. Написать следующие молекулярные уравнения реакций в ионном виде:

а) Zn(OH)₂ + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + 2 H₂O;

б) Na₂ZnO₂ + 2 HCl = 2 NaCl + Zn(OH)_2.

5. Растворы

5.1 Растворимость веществ в воде. Свойства растворов

Раствором называется термодинамически устойчивая гомогенная (однофазная) система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов (химических веществ). Компонентами, составляющими раствор, являются растворитель и растворенное вещество. Обычно растворителем считается тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор (например, в случае водного раствора соли растворителем является, конечно, вода). Если же оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии (например, спирт и вода), то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве.

Растворы бывают жидкими, твердыми и газообразными.

Жидкие растворы – это растворы солей, сахара, спирта в воде. Жидкие растворы могут быть водными и неводными. Водные растворы – это растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы – это растворы, в которых растворителями являются органические жидкости (бензол, спирт, эфир и т.д.). Твёрдые растворы – сплавы металлов. Газообразные растворы – воздух и другие смеси газов.

Процесс растворения. Растворение – это сложный физико-химический процесс. При физическом процессе происходит разрушение структуры растворяемого вещества и распределение его частиц между молекулами растворителя. Химический процесс – это взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества. В результате этого взаимодействия образуются сольваты. Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называются гидратами. Процесс образования сольватов называется сольватацией, процесс образования гидратов – гидратацией. При упаривании водных растворов образуются кристаллогидраты – это кристаллические вещества, в состав которых входит определенное число молекул воды (кристаллизационная вода). Примеры кристаллогидратов: CuSO₄^.5H₂O – пентагидрат сульфата меди (II); FeSO₄ ^. 7H₂O – гептагидрат сульфата железа (II).

Физический процесс растворения идёт с поглощением энергии, химический – с выделением. Если в результате гидратации (сольватации) выделяется больше энергии, чем ее поглощается при разрушении структуры вещества, то растворение – экзотермический процесс. Выделение энергии происходит при растворении NaOH, H₂SO₄, Na₂CO₃, ZnSO₄ и других веществ. Если для разрушения структуры вещества надо больше энергии, чем её выделяется при гидратации, то растворение – эндотермический процесс. Поглощение энергии происходит при растворении в воде NaNO₃, KCl, NH₄NO₃, K₂SO₄, NH₄Cl и некоторых других веществ.

Количество энергии, которое выделяется или поглощается при растворении, называется тепловым эффектом растворения.

Растворимостью вещества называется его способность распределяться в другом веществе в виде атомов, ионов или молекул с образованием термодинамически устойчивой системы переменного состава. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, который показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 или 100 г воды при данной температуре. Растворимость вещества зависит от природы растворителя и вещества, от температуры и давления (для газов). Растворимость твердых веществ в основном увеличивается при повышении температуры. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается, но при повышении давления увеличивается.

По растворимости в воде вещества делят на три группы:

1. Хорошо растворимые (р.). Растворимость веществ больше 10 г в 1000г воды. Например, 2000 г сахара растворяется в 1000 г воды, или в 1 л воды.

2. Малорастворимые (м.). Растворимость веществ от 0,01 г до 10 г в 1000 г воды. Например, 2 г гипса (CaSO₄ ^. 2 H₂O) растворяется в 1000 г воды.

3. Практически нерастворимые (н.). Растворимость веществ меньше 0,01 г в 1000 г воды. Например, в 1000 г воды растворяется 1,5 ^. 10^3 г AgCl.

При растворении веществ могут образоваться насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.

Насыщенный раствор – это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество больше не растворяется.

Ненасыщенный раствор – это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество еще растворяется.

Иногда удается получить раствор, в котором растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе при данной температуре. Такой раствор называется пересыщенным. Этот раствор получают при осторожном охлаждении насыщенного раствора до комнатной температуры. Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Кристаллизацию вещества в таком растворе можно вызвать путем потирания стеклянной палочкой стенок сосуда, в котором находится данный раствор. Этот способ применяется при выполнении некоторых качественных реакций.

Растворимость вещества может выражаться и молярной концентрацией его насыщенного раствора (п.2.2).

Константа растворимости. Рассмотрим процессы, возникающие при взаимодействии малорастворимого, но сильного электролита сульфата бария BaSO₄ с водой. Под действием диполей воды ионы Ba²⁺ и SO₄^2 из кристаллической решетки BaSO₄ будут переходить в жидкую фазу. Одновременно с этим процессом под влиянием электростатического поля кристаллической решетки часть ионов Ba²⁺ и SO₄^2 вновь будет осаждаться (рис.3). При данной температуре в гетерогенной системе, наконец, установится равновесие: скорость процесса растворения (V₁) будет равна скорости процесса осаждения (V₂), т.е.

V₁ = V₂ :

BaSO₄ ⇄ Ba²⁺ + SO₄^2

твёрдая раствор

фаза

Рис. 3. Насыщенный раствор сульфата бария

Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой BaSO₄, называется насыщенным относительно сульфата бария.

Насыщенный раствор представляет собой равновесную гетерогенную систему, которая характеризуется константой химического равновесия:

, (1)

где a (Ba²⁺) – активность ионов бария; a(SO₄^2-) – активность сульфат-ионов;

a (BaSO₄) – активность молекул сульфата бария.

Знаменатель этой дроби – активность кристаллического BaSO₄ – является постоянной величиной, равной единице. Произведение двух констант дает новую постоянную величину, которую называют термодинамической константой растворимости и обозначают К_s^ :

К_s^ = a(Ba²⁺) ^. a(SO₄^2-). (2)

Эту величину раньше называли произведением растворимости и обозначали ПР.

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита произведение равновесных активностей его ионов есть величина постоянная при данной температуре.

Если принять, что в насыщенном растворе малорастворимого электролита коэффициент активности f~1, то активность ионов в таком случае можно заменить их концентрациями, так как а(X) = f (X) ^. С(X). Термодинамическая константа растворимости К_s^ перейдет в концентрационную константу растворимости К_s:

К_s = С(Ba²⁺) ^. С(SO₄^2-), (3)

где С(Ba²⁺) и С(SO₄^2) – равновесные концентрации ионов Ba²⁺ и SO₄^2 (моль/л) в насыщенном растворе сульфата бария.

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

Если малорастворимый сильный электролит образует при диссоциации несколько ионов, то в выражение К_s (или К_s^) входят соответствующие степени, равные стехиометрическим коэффициентам:

PbCl₂ ⇄ Pb²⁺ + 2 Cl^; K_s = С (Pb²⁺) ^. С² (Cl^);

Ag₃PO₄ ⇄ 3 Ag⁺ + PO₄^3; K_s = С³ (Ag⁺) ^. С (PO₄^3).

В общем виде выражение концентрационной константы растворимости для электролита A_mB_n ⇄ m Aⁿ⁺ + n B^m имеет вид

K_s = С^m (Aⁿ⁺) ^. Сⁿ (B^m),

где С  концентрации ионов Aⁿ⁺ и B^m в насыщенном растворе электролита в моль/л.

Величиной K_s 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 С^m (Aⁿ⁺) ^. Сⁿ (B^m-) > K_s , то произойдет образование осадка, т.к. раствор становится пересыщенным.

Если С^m (Aⁿ⁺) ^. Сⁿ (B^m) < K_s , 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 = KС_m ,

где К – константа (криоскопическая или эбулиоскопическая);

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

Так как С_m = 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:

; .