РАСТВОРЫ

Растворами называются фазы переменного состава. Растворы — это однородные смеси молекул, атомов или ионов веществ, между которыми имеется физическое, а нередко и химическое взаимодействие.

На химическое взаимодействие указывает гидратная теория Д.И. Менделеева. Доказательством химического взаимодействия в растворах являются тепловые эффекты при растворении и образование гидратированных соединений.

Простые составные части, смешением которых образуются растворы любого возможного состава, называют компонентами раствора.

Деление компонентов на растворитель и растворенное вещество является достаточно условным. Растворителем, как правило, называют компонент, находящийся в избытке по сравнению с другими компонентами, либо это жидкий компонент, если остальные компоненты — газы или твердые вещества. Растворитель обычно называют первым компонентом, а растворенное вещество — вторым, третьим и т.д.

Важнейшей характеристикой раствора является его состав. Состав раствора можно выразить через массовые, oбъeмные, молярные и другие количества компонентов.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Массовая доля компонента (ωi) — это отношение массы данного компонента к массе раствора, которая в процентах определяется соотношением

ωi = Σmmi i 100

где mi — масса растворенного вещества, а Σmi = m1 +m2 +...+mn —

суммарная масса всех компонентов раствора.

Молярная концентрация, или молярность (СМ), равна числу моль растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. В системе СИ она выражается в моль/м3.

Эквивалентная концентрация, или нормальность (СН), равна числу моль-эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

5

Формулы для расчета молярных масс эквивалента следующие: для простого вещества А:

Мэ = Мb(А) ; fэ = b1 ,

где b — валентность элемента А. Для кислоты НАВ:

где А — основность кислоты. Для основания А (ОН)В:

где В — кислотность основания. Для соли АаВв:

Для окислителей и восстановителей АаВв:

где е– — число отданных или принятых электронов.

Количество вещества v и количество вещества эквивалента vЭ

связаны простым соотношением: νэ = ν . fэ

Поэтому при переходе от молярной концентрации к нормальной и наоборот можно использовать фактор эквивалентности.

Моляльная концентрация, или моляльность (Сm), равна числу моль растворенного вещества в 1000 г растворителя. Если раствор состоит только из растворенного вещества и растворителя, моляльность растворенного вещества обозначают Сm,2. Ее можно рассчитать по формуле

6

где m1 и m2 — массы растворителя и растворенного вещества соответственно; М2 — молярная масса растворенного вещества. Так как количество вещества в молях n = m M , то

где n2 — количество моль растворенного вещества в m1 граммах растворителя.

Мольной долей (хi) компонента называется число молей компонента, приходящихся на один моль раствора. Мольная доля i-го компонента равна отношению числа молей i-го компонента ( ni ) к

сумме чисел молей всех компонентов в растворе ( ∑ni ) и определя-

ется соотношением

хi = ∑nini ,

где ∑ni = n1 + n2 + n3 + + nn .

Если раствор состоит только из растворенного вещества и растворителя, мольную долю растворенного вещества обозначают х2, а растворителя — х1. При любом количестве компонентов раствора сумма мольных долей всех компонентов равна 1:

∑хi =1 ,

тогда для бинарного раствора х1 + х2 =1 .

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

Чистая вода, не содержащая примеси, обладает вполне измеримой электропроводностью, так как молекулы ее, хотя и незначительно, все же распадаются на ионы. Вода является типичным амфотерным электролитом:

Ион водорода Н+ в водных растворах существует в виде иона гидроксония Н3О+. Однако в целях упрощения записей в расчетах вместо Н3О+ пишут Н+, так как такая замена не влияет на результаты вычисления. По электропроводности можно вычислить активность ионов Н+ и ОН- и константу диссоциации воды. Диссоциация воды

7

представляет собой обратимый процесс, который схематично представляется так:

Н2О Н+ + ОН–.

Применив к нему закон действия масс, выводят уравнение термодинамической константы диссоциации:

K = aH+ aOH− ,

aH2O

где К — термодинамическая константа диссоциации воды. Экспериментально найдено, что при 25 °С Кд = 1,8 10–16. Преоб-

разуя уравнение константы диссоциации воды, подставляя в него экспериментально полученную величину Кд и концентрацию недиссоциированных молекул, получаем

aH+ aOH− = Kд а Н2О = КН2О ,

откуда

КН2О = аН+ аОН− =1,8 10−16 55,50 =1,0 10−14 (t = 25 °С).

Постоянная КН2О , равная произведению активностей ионов водо-

рода и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды (константой воды, КН2О или Кw). При температуре 25 °С ионное

произведение воды равно 10–14.

В химически чистой воде концентрации ионов [H+] и [ OH-] ничтожно малы (10–7 молей ионов на л), поэтому их активности практически равны концентрациям:

аН+ аОН− = Н+ ОН− =1 10−14 (t = 25 °С).

Следовательно, для чистой воды, так же как и для сильно разбавленных растворов электролитов, произведение концентраций водородных и гидроксильных ионов практически равно ионному произведению воды:

[Н+ ][ОН− ]= КН О ; [Н+ ]= [КН2О].

2 ОН−

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = –lg[H+].

8

Гидроксильным показателем рОН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов:

рОН = –lg[OH–] рН +рОН =14 (при 25 °С).

При рН > 7 среда щелочная, при рН < 7 среда кислотная, рН = 7 среда нейтральная. При расчете рН слабых электролитов необходимо учитывать степень диссоциации (табл. 1).

Таблица 1

Расчет рН растворов сильных электролитов

Пример 1. Рассчитайте рН следующих водных растворов: а) 0,1М HCl; б) 0,1M NaOH.

Решение: а) HCl — сильная кислота, практически полностью дис-

социирующая в водном растворе по уравнению

HCl ↔ H+ + Cl–.

9