4.1.3. Чисельне вираження складу розчинів

Існують різні способи вираження кількісного складу розчинів. Склад розчину може виражатися за допомогою безрозмірних одиниць (часток або відсотків) і розмірних оди­ниць — концентрації.

Концентрацією розчину називається спосіб вираження розмірними одиницями вмісту розчиненої речовини в розчині.

Розведені розчини мають низький вміст розчиненої речовини 1 структуру, близьку до структури розчинника. Концентровані розчини мають високий вміст розчиненої речовини і структуру, близьку до структури розчиненої речовини.

Масова частка розчиненої речовини ω (омега) — це безрозмірна фізична величина, рівна відношенню маси розчиненої ре­човини до загальної маси розчину:

ω = т (речовини) / т (роз­чину),

де ω — масова частка розчиненої речовини.

Масову частку розчиненої речовини звичайно виражають у частках одиниці або у відсотках:

ω = т (речовини) ∙ 100% / т (розчину).

П р и к л а д. Масова частка розчиненої речовини — сульфатної кислоти — у воді дорівнює 0,08 або 8%. Це означає, що в розчині масою 100 г міститься 8 г сульфатної кислоти і 100 — 8 = 92 г води.

Мольна частка — це безрозмірна фізична величина, яка дорівнює відношенню кількості розчиненої речовини (або розчинника) до суми кількостей усіх речовин, що складають розчин.

П р и к л а д. Якщо розчин містить одну розчинену речовину в кількості υ₁ моль, то мольна частка розчиненої речовини

N₁ = υ₁ / (υ₁ + υ₂),

де υ₂ – кількість молів розчинника в розчині.

Мольна частка розчинника

N₂ = υ₂ / (υ₁ + υ₂).

Молярна концентрація, або молярність, — це відношення кількості розчиненої речовини (υ, моль) до об’єму розчину (V, л або дм³):

М = υ/ V.

Молярна концентрація має розмірність моль/л (або моль/дм³). Молярність позначається С_м або (після чисельного значення молярності) М.

Розчин, у 1 л якого міститься 1 моль розчиненої речовини, називається одномолярним, або просто молярним.

П р и к л а д. Двомолярний розчин натрій хлориду позначається як 2М NaCl або С_м (NaCl) = 2 моль/л.

Молярна концентрація еквівалента (інші назви: еквівалентна концентрація, нормальність) — це відношення еквівалентної кількості розчиненої речовини до об’єму розчину. Молярну концентрацію еквівалента виражають у молях еквівалента на літр і позначають літерою «н», а в формулах для обчислення — С_ек. Досить часто хіміки користуються такою термінологією: 1н – однонормальний розчин, 0,5н – напівнормальний розчин, 0,1н – децинормальний розчин, 0,01н – сантинормальний розчин і т. д.

П р и к л а д. Двонормальний розчин натрій сульфату позначається як 2н Nа₂SO₄ або С_ек (Nа₂SO₄) = 2 моль екв/л.

Кількісний склад розчину можна виражати через моляльність — число молів розчиненої речовини, що міститься в 1000 г розчинника.

Іноді (на виробництві) склад розчину виражають через його густину. Для розчину кожної речовини, що має певну густину, характерний певний вміст цієї речовини. Густину розчину наближено визначають спеціальним при­ладом — ареометром. Знаючи густину розчину, за спеціальними таблицями можна встановити масову частку розчиненої речовини у відсотках.

Склад розчину можна також виражати титром. Титром називають кіль­кість грамів розчиненої речовини, що міститься в 1 мл розчину. Якщо в 1 л сульфатної кислоти з концентрацією 1н міститься 49,04 г Н₂SO₄, то титр цього розчину становитиме

ТН₂SO₄ = = 0,04904 г/мл.

Розчинність речовин часто виражають масою речовини, що міститься в 100 масових частках розчинника. Наприклад, розчинність натрій хлориду за температури 18 °С дорівнює 35,86 г у 100 г води.

Якщо реакції відбуваються між розчинами речовин, їх склад зручно виражати через молярну концентрацію еквівалента. У цьому разі легко обчислити, в яких об’ємних відношеннях слід змішати розчини, щоб розчинені речовини прореагували без залишку.

Основна перевага цих (0,1н, 0,01н і т. д.) розчинів полягає в тому, що розчини однакової концентрації реагують між собою в однакових об’ємних співвідношеннях. Так, для нейтралізації 1 л 1н розчину хлоридної кислоти потрібно точно 1 л 1н розчину натрій гідроксиду, оскільки кожен із цих роз­чинів містить по одному еквіваленту речовини в 1 л.

Зрозуміло, що чим концентрованіший розчин ми маємо, тим у меншому об’ємі його міститиметься така сама кількість розчиненої речовини, як і в певному об’ємі більш розбавленого розчину. Отже, між об’ємом розчину і його молярною концентрацією еквівалента існує обернено пропорційна за­лежність:

, або V₁Cек₁ = V₂Cек₂

За цією залежністю можна не тільки обчислювати об’єми розчинів, потрібні для проведення реакцій, а й за об’ємами розчинів, що беруть участь у реакції, знаходити їхні концентрації.

Запитання і завдання для контролю і самоконтролю знань

1. Що називається дисперсною системою і дисперсною фазою?

2. Що собою являють зависі, колоїди, істинні розчини?

3. Дайте визначення розчинності речовин. Від чого вона залежить?

4. Дайте визначення насиченим, ненасиченим і пересиченим розчинам.

5. Перелічіть способи вираження складу розчинів.

Лекція 4.2. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

План

4.2.1. Електролітична дисоціація

4.2.2. Дисоціація води. Водневий показник

4.2.3. Буферні розчини

4.2.4. Гідроліз солей

Література

/1/ - Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Ірпінь, ВТФ

«Перун», 2002. – 480 с. (Розділ 9. § 9.1-9.6).

/2/ - Глинка Н. Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.

(Глава VІІІ. § 81-92).

4.2.1. Електролітична дисоціація

Деякі речовини в розчиненому або розплавленому стані проводять електричний струм і, таким чином, є провідниками електричного струму. Провідники електричного струму поділяють на провідники першого роду, або електронні (метали у твердому і розплавленому стані), і провідники другого роду, або йонні (деякі розчини солей, кислот і основ, а також солі і деякі основи у розплавленому стані). У провідниках другого роду електричний струм являє собою спрямований рух позитивних і негативних йонів. Експериментально виявлено, що в розчинах або розплавах, що проводять електричний струм, йони містять­ся незалежно від пропускання струму.

Речовини, що розпадаються на йони в розчи­нах або розплавах, називаються електролі­тами. Речовини, що не розпадаються на йони в розчинах або розплавах, називаються неелектролітами.

Електроліти — провідники другого роду. До електролітів належать кислоти, основи і солі. Неелектроліти не проводять електричний струм. До неелектролітів належить більшість органічних сполук, а також речовини, молекули яких мають ковалентні неполярні або малополярні зв’язки. Для пояснення електропровідності й інших властивостей електролітів шведський учений С. Арреніус у 1887 році запропонував гіпотезу (теорію) електролітичної дисоціації. Ця теорія включає такі положення:

1. Електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на йони — позитивні і негативні. Йони перебувають у більш стійких електронних станах, ніж атоми. У розчині йони безладно рухаються.

2. Під дією електричного струму рух йонів стає впорядкованим: позитивні йони (катіони) починають рухатися до катода, негативні йони (аніони) до анода. Ці напрямки руху йонів пояснюються їхнім притяганням до протилежно заряджених електродів.

3. Процес дисоціації процес оборотний. Одночасно з розпаданням молекул на йони (дисоціація) йде процес з’єднування йонів (асоціація). Тому в рівняннях електролітичної дисоціації замість знака рівності ставлять знак оборотності.

П р и к л а д. Процес електролітичної дисоціації молекули NаСl записується так:

NaСl ↔ Na⁺ + Сl^ˉ.

Процес, зворотний процесу дисоціації, називається моляризацією.

Електролітами є сполуки з йонним або полярним зв’язком. Це солі, кислоти, основи. Дисоціювати на йони вони можуть у полярних розчинниках. Явище електролітичної дисоціації спостерігається не тільки у водних, але й у неводних розчинах. Основною причиною дисоціації є сольватація (гідратація) молекул розчиненої речовини.

Електролітична дисоціація (йонізація) — це розпад електролітів на сольватовані (гідратовані) йони під дією молекул розчинника.

За допомогою теорії електролітичної дисоціації визначають і описують властивості кислот, основ і солей.

Кислотами називають електроліти, які при дисоціації утворюють катіони тільки Гідрогену: НNО₃ ↔ Н⁺ + NО₃ˉ. Двох- і багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто (поступово). Ступінчаста дисоціація кислот пояснює утворення кислих солей.

П р и к л а д. Дисоціація сульфатної кислоти відбувається у два ступені.

Перший ступінь: Н₂SO₄ ↔ Н⁺ + НSO₄ˉ;

другий ступінь: НSO₄ˉ ↔ Н⁺ + SO₄² ˉ.

Основами називають електроліти, які при дисоціації утворюють аніони тільки гідроксид-іона: КОН ↔ К⁺ + ОНˉ. Двох- і багатоосновні основи дисоціюють ступінчасто. Ступінчаста дисоціація основ пояснює утворення основних солей.

П р и к л а д. Дисоціація кальцій гідроксиду відбувається у два ступені.

Перший ступінь: Са(ОН)₂ ↔ Са(ОН)⁺ + ОНˉ;

другий ступінь: Са(ОН)⁺ ↔ Са²⁺ + ОНˉ.

Основи, що дисоціюють як основи і як кислоти, називаються амфотерними, або амфолітами.

П р и к л а д. Амфоліт Zn(ОН)₂ в кислому середовищі дисоціює як основа: Zn(ОН)₂ ↔ Zn²⁺ + 2OНˉ, а в лужному середовищі дисоціює як кислота: Zn(ОН)₂ ↔ 2Н⁺ + ZnО₂²ˉ.

Солями називають електроліти, які при дисоціації утворюють катіони металів (а також катіон амонію NH₄⁺) і аніони кислотних залишків. Середні солі дисоціюють в один ступінь.

П р и к л а д. Середня сіль К₃РО₄ дисоціює таким чином:

К₃РО₄ ↔ 3К⁺ + РО₄³ˉ

Кислі й основні солі дисоціюють ступінчасто. Кислі солі при дисоціації спочатку утворюють катіони металу, потім катіони Гідрогену, а також аніони кислотних залишків.

П р и к л а д. Кисла сіль К₂НРО₄ дисоціює таким чи­ном:

К₂НРО₄ ↔ 2К⁺ + НРО₄²ˉ — це перший ступінь дисоціації,

НРО₄²ˉ ↔ Н⁺ + РО₄³ˉ — другий ступінь дисоціації.

Основні солі при дисоціації спочатку утворюють кислотні залишки, а потім гідроксид-іони, а також катіони металів.

П р и к л а д. Основна сіль Са(ОН)Сl дисоціює таким чи­ном:

Са(ОН)Сl ↔ Са(ОН)⁺ + Сlˉ — першій ступінь дисоціації,

Са(ОН)⁺ ↔ Са²⁺ + ОНˉ — другий ступінь дисоціації.

Електролітична дисоціація — процес оборотний, тому в розчині одночасно існують і йони, і молекули: «молекула ↔ йони». Розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації (він позначається грецькою буквою «альфа» α).

Ступінь дисоціації — це відношення кіль­кості молекул електроліту, що розпалися на йони (n), до загальної кількості розчинених молекул (N).

α = (кількість молекул речовини, що розпалися на йони) / (загальна кількість молекул речовини) або α = n / N.

Ступінь дисоціації електроліту виражається в частках одиниці або у відсотках. Якщо α → 0% (або до 0), дисоціація практично відсутня, а якщо α → 100% (або до 1), то практично всі молекули електроліту розпадаються на йони. Якщо α = 74%, то це показує, що зі 100 молекул даного електроліту 74 розпалися на йони, а 100 – 74 = 26 молекул не розпалися.

Різні електроліти мають різний ступінь дисоціації. Ступінь дисоціації залежить від концентрації розчину і температури. При розведенні розчину і підвищенні температури ступінь дисоціації збільшується, оскільки дисоціація електроліту проходить більш повно. За ступенем дисоціації електроліти поділяють на сильні, середні і слабкі. Якщо α більше 30%, такі електроліти називають сильними. Сильні електроліти при роз­чиненні у воді повністю дисоціюють на йони. До сильних елек­тролітів належать: більшість солей, багато мінеральних кислот (Н₂SO₄, НNО₃, НСl), луги. Якщо α менше 30%, але більше 3%, такі електроліти називаються середніми. Середні електроліти при розчиненні у воді не повністю дисоціюють на йони. До се­редніх електролітів належать деякі мінеральні кислоти (Н₃РО₄, НF). Якщо α менше 3%, такі електроліти називаються слабкими. Слабкі електроліти при розчиненні у воді лише частково дисоціюють на йони. До слабких електролітів належить більшість органічних кислот, деякі мінеральні кислоти (НСlO, НСN), ряд основ, у т.ч. NH₄ОН. Вода також є слабким електролітом.