5.1Розчини

В повсякденному житті та в багатьох виробничих процесах людина має справу з розчинами, розуміючи під цим системи, утворені при розчиненні твердих тіл у воді. Насправді поняття „розчин” набагато більш широке. Розглянемо деякі питання класифікації.

Найважливішою характеристикою справжнього розчину є його концентрація. Це є кількість розчиненої речовини в даній кількості розчинника або розчину. Є цілий ряд способів вираження концентрації розчинів:

1). Процентна концентрація, або масова частка (?) розчиненої речовини. Звичайно її виражають в розрахунку на 100 вагових частин розчину. Так, 23%-ний розчин містить 23 г розчиненої речовини в 100 г розчину (тобто на 23 г розчиненої речовини припадає 100 – 23 = 77 г розчинника).

2).Молярна концентрація вказує число молів розчиненої речовини в 1 л розчину. Так, літр 0,2 молярного (позначається 0,2 М) розчину сульфатної кислоти містить 0,2 її моля (98 х 0,2 = 19,6 г кислоти). Готують такий розчин введенням необхідної кількості кислоти в так звану „мірну колбу” необхідного об’єму і доливанням води до мітки, яка відповідає об’єму в 1 л.

3). Нормальна концентрація визначається числом молів еквіваленту розчиненої речовини в 1 л розчину. Так, 0.4 нормальний (0.4 н) розчин Н3РО4 готують розведенням водою 0.4 моля еквівалентів кислоти (97/3 г х 0.4 = 12,94 г) до 1 л.

4). Моляльна концентрація визначається числом молів розчиненої речовини в 1000 г розчинника (позначається Сm).

5,2. Електролітичною дисоціацією називається розпад молекул чи іонних кристалів на іони під впливом розчинника. Всім відома хлоридна кислота HCl. Вона являє собою розчин гідроген хлориду у воді. Сам же гідроген хлорид є газом і складається з полярних молекул, одначе газоподібний HCl електричного струму не пропускає: немає вільних заряджених частинок, які могли б служити переносниками струму. Проте водний розчин цього газу прекрасно проводить електричний струм, що вказує на наявність в розчині індивідуальних (позитивно або негативно) заряджених частинок

При дисоціації електролітів в розчині з’являються різні іони залежно від природи речовини. Проте можна виділити 2 класи електролітів, при дисоціації яких в розчині присутній завжди один вид чи то катіонів, чи аніонів. Йдеться про клас кислот та основ. Кислотами називають електроліти, при дисоціації яких завжди з’являються катіони водню і тільки водню:

Н2SO4 2Н+ + SO42- ; НNO3 H+ + NO3- (6.7)

Основами називаються електроліти, при дисоціації яких утворюються аніони гідроксилу, й тільки гідроксилу:

Са(ОН)2 Са2+ + ОН- ; КОН К+ + ОН- (6.8)

Що ж до солей, то іони, які утворюються при їх дисоціації, загалом різні: завжди є катіон якогось металу та аніон якоїсь кислоти.

Сильні та слабкі електроліти.

Значення залежить від ряду факторів, які впливають на рівновагу в розчині:

1. Концентрація розчину. Чим вона більша, тим ймовірність зустрічі іонів в розчині зростає, рівновага (6.5) зсувається в сторону моляризації. Це веде до зменшення ступеня дисоціації. Наприклад в 30%-ному розчині Н2SO4 = 60%, а в 96%-ному =4% всього. Пониження з концентрацією можна пояснити також і виходячи з принципу Ле-Шательє: збільшення концентрації електроліту в розчині має результатом зростання загального числа частинок в ньому, тому рівновага зсувається в сторону зменшення цього числа, тобто приводить до зсуву рівноваги в сторону моляризації - зменшується. Враховуючи таку залежність від концентрації електроліту, домовились про те, що вибирається певна стандартна концентрація (0,1н), при якій порівнюються ступені дисоціації будь-яких електролітів.

На підставі величини ступеня дисоціації в розчині стандартної концентрації проведена класифікація електролітів на слабкі (?0,1н до 3%; середньої сили - ?0,1н = 3-30% і сильні - ?0,1н більше 30%). Загалом до найбільш широко поширених сильних електролітів відносяться всі розчинні (у воді) солі, а також такі кислоти, як HCl, HBr, HJ, Н2SO4 та НNO3. З основ до сильних електролітів відносять основи лужних металів, а також гідроксиди Ca, Ba та Sr.

2.Між’ядерна віддаль між атомами в молекулі – чим вона більша, тим сила зв’язку менша, дисоціація проходить легше (див. таблицю).

3. Полярність зв’язку в молекулах при сумірних їх розмірах. Якщо взяти молекули Н2S та HCl, то перша дещо більша (розмір атома S більший за відповідну величину для атома Cl, зв’язки довші, дисоціація мала б проходити легше). Проте насправді HCl – сильний електроліт, а Н2S – слабкий. Пояснюється це тим, що полярність зв’язку в HCl (Х = 3,0 – 2,1 = 0,9) значно більша, ніж в Н2S (Х = 2,6 – 2,1 = 0,5). Адже чим більш полярний зв’язок, тим більше спільна електронна пара зсунута до електронегативного елемента, до якого вона повністю переходить в процесі дисоціації. Таким чином, чим полярніший зв’язок в молекулі, тим дисоціація проходить повніше і значення ?0,1н вище. Зауважимо, що фактор мж’ядерної віддалі має більший вплив на величину ?0,1н, ніж значення Х.

4. Полярність молекул розчинника. Раніше було показано роль полярних молекул розчинника в гідратації та розпаді молекул розчиненої речовини на іони. Якщо ж розчинник неполярний або малополярний, то процес дисоціації сильно утруднюється. Загалом, полярність молекул розчинника має своє числове вираження у величині діелектричної сталої ?. Це число, яке показує, у скільки разів взаємодія між електричними зарядами (однаково, притягання це чи відштовхування) в даному середовищі слабша за їх взаємодію в вакуумі або повітрі (для яких ? = 1). З врахуванням цього формулу закону Кулона слід для різних середовищ записувати так:

F = Z1·Z2/ ? r2 (6.9)

Приміром, для води ? = 81. Це означає, що у воді сила електричного притягання між протилежно зарядженими іонами зменшується в 81 разів. Саме це й приводить до самовільного розпаду кристалів NaCl на іони Na+ та Cl- при їх розчиненні у воді. Вплив молекул води в цьому особливо виразний, якщо врахувати, що для руйнування зв’язків між цими іонами шляхом нагрівання потрібна температура 8000С. Для порівняння наведемо значення ? для інших, але малополярних розчинників: етанол – 2,7; бензол – 2.

5.3.

Вода – це найважливіший розчинник. Це найбільш поширена речовина в природі, молекули її сильно полярні і вона добре розчиняє багато неорганічних речовин, сукупність яких складає земну кору.

Розглянемо деякі особливі властивості води. Вода - це дуже слабкий електроліт:

Н2О = Н+ + ОН-, //Н0 = 59,25 кДж/моль. (6.17)

Процес дисоціації води, на відміну від інших речовин, помітно ендотермічний. Тому при нагріванні цей процес посилюється, рівновага (6.17) зсувається вправо.

Константа рівноваги дисоціації води

приймає при 22оС значення 1,8?10-16. Оскільки дисоціація води дуже слабка, то можна прийняти, що молярна концентрація недисоційованих молекул води у знаменнику дорівнює концентрації всієї взятої води без врахування дисоціації (моль/л), тоді . Отже, у воді (а також у будь-якому водному розчині) добуток концентрацій іонів водню на концентрацію іонів гідроксилу (він носить назву „іонний добуток води”) є сталою величиною:

- при 220С

Звідси для чистої води моль/л. При збільшенні (доливанні кислоти), зменшується так, щоб КН2О – іонний добуток води залишався сталим, і навпаки.

Так, при =10-5 моль/л; ==10-9 моль/л (кисле середовище).

Електролітична дисоціація кислот. Між атомами в молекулах кислот, наприклад, соляної HCl, сірчаної H2SO4, азотної HNO3, фосфорної H3PO4 існують полярні ковалентні зв'язки. Розглянемо поведінку у водному розчині молекули хлороводню HCl. Зв'язок між атомами в цій молекулі полярний ковалентний. Оскільки хлор більш електронегативний елемент, ніж водень, то електр. пара, що з'єднює атоми в молекулі, зміщена до атома хлору. Внаслідок цього в атомі хлору виникає частковий негативний заряд, а на атомі водню - позитивний заряд. Тому до молекули хлороводню у водному середовищі приєднуються диполі, тобто молекули води.До атома водню HCl в молекулі, молекули води притягуються своїм негативним полюсом з боку атома кисню. У зовн. елект. шарі цього атома є дві неподілені електронні пари. Атом кисню, що підійшов, віддає цьому атому одну з двох своїх вільних електр. пар. В результаті взаємодії молекул хлороводню з молекулами води, електр. пара, якою атоми водню й хлору зв'язані між собою, майже повністю переходять до хлору. Зв'язок між ними стає іонним, і молекула HCl дисоціює на іони H+; Cl-.

Для цілого ряду процесів важливе значення має точне значення чи . Але виражати їх в моль/л досить незручно. Тому запропоновано так званий водневий показник рН = – lg і відповідно гідроксильний показник: pOH = – lg. Так, при=10-5 моль/л рН = 5, відповідно в нейтральному розчині=10-7 моль/л та рН = 7 і т.д. Очевидно, що рН + рОН = 14. Значення кислотності чи лужності середовища є надзвичайно важливим як в хіміко-технологічних, так і біологічних процесах. Тому ключовим є спосіб визначення рН середовища. З давніх часів людина помітила, що соки деяких рослин змінюють своє забарвлення при зміні кислотності (лужності) середовища. Потім були синтезовані органічні барвники з подібними властивостями. Ці речовини називаються „індикаторами”. Зараз їх відомо більше сотні. Кожен має певний інтервал рН, в якому наступає зміна забарвлення. Хоча зараз й розроблені апаратурні методи визначення рН, проте використання індикаторів завжди простіше, хоча й менш точне для встановлення значення рН. В таблиці показані найбільш поширені типи індикаторів.