Учебники Рудзитис / 11

В мерную колбу на 250 мл перенесём рассчитанную массу едкого натра, растворим в небольшом объёме дистиллированной воды и дольём воду до метки.

Молярная концентрация раствора связана с массовой долей растворённого вещества (выраженной в процентах) соотношением

Задача 2. К 400 мл 25 %-ного раствора сульфата меди(II) плотностью 1,2 г/см3 прилили 250 мл воды. Определите молярную концентрацию и массовую долю медного купороса (CuSO4 5Н2О) в полученном растворе.

=480 0,25 = 120 (г)

2)Рассчитаем массу полученного раствора и массовую долю медного купороса в этом растворе:

m2 (р-ра) = 480 г + 250 мл 1 г/мл = 730 г

80

Молярная концентрация

1.Из 400 мл 20 %-ного (по массе) раствора сульфата меди(II) (плот-

ность 1,19 г/мл) при понижении температуры выпал осадок кристаллогидрата CuSO4 5Н2О массой 50 г. Чему равна массовая доля сульфата меди(II) в оставшемся растворе?

2.Вычислите массовую долю (в процентах) натрия в соли, полученной при взаимодействии 3 моль NaOH с 1 моль Н3РО4.

3.Какая соль образуется и чему равна её масса, если через 100 мл 32 %-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,32 г/мл) пропустили 5,6 л оксида углерода(IV) (н. у.)?

4.К 500 мл 0,5 М раствора гидроксида калия прилили раствор хлорида меди(II). Вычислите массу и количество (в молях) образовавшегося осадка.

1. Масса осадка, образовавшегося при взаимодействии 170 г 10 %-ного раствора нитрата серебра со 120 г соляной кислоты

Используя «Задачник с «помощником» для 10—11 классов, решите задачи 3.26, 3.41, 6.37, 6.38.

Я умею решать задачи на приготовление раствора определённой молярной концентрации.

81

§ 18 Практическая работа 1

Приготовление растворов с заданной молярной концентрацией

"При подготовке к практической работе повторите § 17.

1.Рассчитайте массу соли, которую необходимо взять для приготов-

ления:

Первый вариант — 100 мл 0,1 М раствора хлорида натрия. Второй вариант — 100 мл 0,2 М раствора хлорида калия.

2.Отвесьте рассчитанную вами массу соли; поместите соль в мерную колбу вместимостью 100 мл.

Если в кабинете нет достаточного количества мерных колб, молярный раствор можно приготовить в мерном цилиндре или химическом стакане с делениями, указывающими объём воды при комнатной температуре. Для перемешивания раствора в этих сосудах пользуются чистой стеклянной палочкой, которую нельзя класть на стол; лучше помещать её в чистую пробирку (стакан).

3.Растворите соль в небольшом количестве дистиллированной воды, затем долейте воду до метки. Чтобы не перелить воду, последние капли добавляйте с помощью пипетки.

4.Закройте мерную колбу пробкой и несколько раз переверните вверх дном, придерживая пробку пальцем. (Каждый раз, когда раствор

вколбе будет принимать нормальное положение, открывайте пробку.)

5.Отчёт о работе составьте в произвольной форме.

Ямогу готовить раствор заданной молярной концентрации.

Яумею пользоваться лабораторным оборудованием.

82

Электролитическая диссоциация. § 19 Водородный показатель

"Какие вещества называют электролитами?

"За счёт чего водные растворы электролитов проводят электрический ток?

Водные растворы электролитов проводят электрический ток. К электролитам относят кислоты, основания и соли. Эти вещества содержат ионные и/или ковалентные полярные связи.

В твёрдом кристаллическом состоянии ионные соединения не проводят электрический ток, так как ионы в этом случае не свободны, а жёстко фиксированы в узлах кристаллической решётки. При погружении ионного кристалла в воду его окружают дипольные молекулы воды. В результате связь между ионами ослабевает, ионы переходят в раствор (образуются гидратированные ионы) и кристаллическая решётка разрушается. Разрушение кристаллической решётки происходит и при расплавлении электролита. Процесс распада кристалла или молекул электролита на ионы получил название электролитической диссоциации.

При растворении в воде полярных соединений ковалентная полярная связь под действием диполей воды переходит в ионную, и в растворе появляются гидратированные ионы.

Носителями зарядов в растворах (или расплавах) электролитов служат ионы.

Таким образом, электролиты — проводники второго рода, т. е. вещества, обладающие ионной проводимостью. (Металлы — проводники первого рода; в них носителями заряда служат электроны.)

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов в 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации. Однако Аррениус не учитывал всей сложности явлений, протекающих в растворах. Он рассматривал ионы как свободные частицы, независимые от молекул растворителя.

Дальнейшее развитие представлений о растворах электролитов было осуществлено русским химиком И. А. Каблуковым. Он показал, что электролитическую диссоциацию нельзя объяснить без химической теории растворов Д. И. Менделеева. Как известно, Менделеев экспери-

83

ментально обосновал образование химических соединений при взаимодействии растворённого вещества с растворителем.

Среди электролитов очень важное место принадлежит кислотам и основаниям.

Согласно Аррениусу, КИСЛОТЫ — это электролиты, диссоциирующие в водной среде с образованием ионов водорода:

НСl = Н+ + Сl– H2SO4 = 2Н+ + SO42–

Согласно Аррениусу, ОСНОВАНИЯ — это электролиты, диссоциирующие в водной среде с образованием гидроксид-ионов:

KОН = K+ + ОН–

NaOH = Na+ + OH–

Кислотно-основное взаимодействие. Теория электролитической диссоциации не могла описать поведение веществ в неводных растворах. Наиболее распространённой теорией, объясняющей поведение веществ в неводных растворах, стала протолитическая теория кислот и оснований, предложенная датским физикохимиком Йоханнесом Брёнстедом и английским химиком Томасом Лоури одновременно (1928—1929).

Согласно этой теории, кислоты — это вещества, молекулы или ионы, отщепляющие в данной реакции протоны; основания — вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Кислоты и основания получили общее название протолиты.

Кислота и основание существуют как сопряжённые пары и связаны между собой уравнением

Кислота Основание + Н+

Протон не существует в свободном виде, в воде он образует ион гидроксония Н3О+:

С переходом протона взаимодействующие соединения меняются ролями — серная кислота превращается в сопряжённое основание HSO4–, a вода (основание) — в сопряжённую кислоту Н3О+. Таким образом, кис- лотно-основное взаимодействие рассматривается как процесс передачи протона.

84

Уксусная кислота СН3СООН в водном растворе проявляет свойства слабой кислоты:

При смешивании серной и уксусной кислот последняя играет роль основания:

Приведённые примеры показывают, что деление веществ на кислоты и основания относительно.

Протолитическая теория, объясняя явления, происходящие как в водных, так и в неводных растворах, представляет более общую теорию кислот и оснований, чем теория электролитической диссоциации.

СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ a — это отношение числа молекул, распавшихся в растворе на ионы, к общему числу исходных молекул, введённых в раствор (или расплав).

Значение a изменяется от 0 (вещество — неэлектролит) до 1 (сильный электролит). Часто эту величину измеряют в процентах.

Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень их электролитической диссоциации при одинаковых условиях. При температуре 18 C и концентрации электролита 0,1 моль/л в зависимости от степени диссоциации различают:

#сильные электролиты: a > 30 % (соли, щёлочи, сильные кислоты);

#электролиты средней силы: 3 % < a < 30 % (Н3РО4, H2SO3);

#слабые электролиты: a < 3 % (HF, HClO, Н3ВО3, H2S, органические кислоты, основания).

Степень диссоциации зависит:

#от концентрации раствора (чем сильнее разбавлен раствор, тем a больше);

#от температуры раствора (с увеличением температуры a увеличивается);

#от природы растворителя (более полярный растворитель усиливает диссоциацию).

Для слабых электролитов существует ещё одна характеристика —

константа диссоциации (Kд).

85

В растворах слабых электролитов устанавливается химическое равновесие, например:

CH3COOH CH3COO– + Н+

Константу диссоциации Kд рассчитывают следующим образом:

где [CH3COOH] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе; [CH3COO–] — концентрация анионов в растворе; [H+] — концентрация катионов в растворе.

Константа диссоциации зависит от температуры, природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

Для сильных электролитов значение константы диссоциации не определяют, так как в растворе недиссоциированных на ионы молекул практически нет. Чем больше Kд, тем больше ионов в растворе, тем

сильнее электролит.

Водородный показатель (рН) раствора. Вода очень слабый электролит: из каждого миллиарда молекул только две распадаются на ионы:

Из уравнения диссоциации воды видно, что концентрации ионов Н+ и ионов ОН– одинаковы. Опытным путём установлено, что в одном литре воды при комнатной температуре (22 С) диссоциации подверга-

ется лишь 10–7 моль воды и при этом образуется 10–7 моль/л ионов Н+ и 10–7 моль/л ионов ОН–:

[Н+] = [ОН–] = 10–7 моль/л

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называют ионным произведением воды (KВ). При температуре 22 C KВ — величина постоянная, численно равная 10–14:

KВ = [Н+] [ОН–] = 10–14

Если к нейтральному раствору добавить кислоты, то [Н+] станет больше 10–7 моль/л, а [ОН–] уменьшится, среда раствора станeт киcлой. Если к нейтральному раствору добавить щёлочи, то [ОН–] станет больше 10–7 моль/л, а [Н+] уменьшится, раствор станет щелочным.

Кислотность и щёлочность раствора принято выражать через концентрацию Н+: для нейтральной среды [Н+] = 10–7, для кислой среды [Н+] > 10–7, для щелочной среды [Н+] < 10–7. Пользоваться числами с

86

отрицательными показателями степени неудобно. Принято концентрацию ионов водорода выражать через водородный показатель — рН (пэ-аш).

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН — это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

Для нейтрального раствора рН = –lg [Н+] = –lg [10–7] = 7. Для кислых растворов рН < 7, для щелочных растворов рН > 7.

Зная рН раствора, можно рассчитать молярную концентрацию

ионов Н+ в растворе:

[Н+] = 10–рН

Примерную оценку кислотности водных растворов электролитов можно провести с помощью индикаторов (лакмуса, фенолфталеина и др.).

Лабораторный опыт. Определение реакции среды универсальным индикатором

Вам выданы пробирки с растворами следующих веществ: НСl, СН3СООН, NaCl, Na2CO3, NaOH. Исследуйте среду каждого раствора: в каждую пробирку (по очереди) опустите стеклянную палочку (предварительно палочку промывайте водой), затем прикоснитесь ею к полоске индикаторной бумаги и сравните полученную окраску со шкалой. Запишите в тетрадь значение рН.

#Какие из растворов являются нейтральными, кислыми, щелочными?

#Сверьте полученные данные со справочными (см. табл. 4).

Для более точного определения рН служат электронные приборы, которые называют иономерами или рН-метрами (рис. 28).

Определение рН имеет большое значение в практической деятельности. Этот показатель широко используют в лабораторных исследо-

87

Таблица 4

Значения рН растворов кислот, солей, оснований (0,1 моль/л)

Электролиты. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Водородный показатель

1.Какие из следующих веществ относят к электролитам, а какие —

кнеэлектролитам: этиловый спирт, водный раствор гидроксида калия, расплав гидроксида калия, водный раствор сульфата меди(II), соляная кислота, водный раствор глюкозы, раствор кислорода в воде?

2. Составьте уравнения диссоциации следующих электролитов: NaOH, Na3РО4, HNO3, СН3СОONa, FeCl3, Al2(SO4)3, Cu(OH)Cl, KH2PO4.

3.Чему равно рН 0,001 М раствора соляной кислоты?

4.Определите, больше, меньше или равно 7 рН водных растворов следующих веществ: Na2SO4, KОН, HNO3.

5.Почему рН дождевой воды всегда меньше 7? От чего это зависит?

6.К 170 г 10 %-ного раствора нитрата серебра добавили 120 г соляной кислоты (массовая доля HCl равна 20 %). Чему равна масса об-

88

разовавшегося осадка? Какое вещество осталось в избытке? Вычислите его массу.

7. Вычислите объём газа (н. у.), выделившегося при сливании 150 г 30 %-ной соляной кислоты с раствором карбоната натрия, содержащим 0,5 моль этой соли.

1. В качестве катионов только ионы Н+ образуются при диссоциации

Это вещество —

1)сильный электролит

2)слабый электролит

3)электролит средней силы

4)неэлектролит

4. Слабым электролитом является

1)гидроксид калия

2)уксусная кислота

3)серная кислота

4)бромид натрия

Ямогу объяснить, почему растворы веществ с ионной и ковалентной полярной связью проводят электрический ток.

Яумею определять рН среды с помощью универсального индикатора.

89