Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая химия. Учебное пособие-1
.pdf
41
РАЗДЕЛ 9. РАСТВОРЫ.
ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
1. Давление насыщенного пара растворителя.
Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара рас-
творителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества:
)B(X
P
P-P
0
0
=
,
где Р0 — давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем;
Р — давление насыщенного пара растворителя над раствором;
X(B) — молярная доля растворенного вещества.
Следствия из закона Рауля:
А. Температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чи-
стого растворителя. Понижение температуры замерзания можно найти как:
t
зам
= Кк × См(В),
где t
зам
— понижение температуры замерзания неэлектролита;
С
м
(В) — моляльная концентрация неэлектролита в растворе;
К
к
— криометрическая константа, зависящая только от природы раство-
рителя и не зависящая от природы растворенного вещества (для воды Кк = 1,86,
для бензола Кк = 5,07).
Б. Температура кипения раствора выше температуры кипения раствори-
теля. Повышение температуры кипения можно найти как:
t
кип
= Кэ × См(В),
где t
кип
— повышение температуры кипения раствора неэлектролита;
С
м
(В) — моляльная концентрация неэлектролита в растворе;
К
э
— эбуллиометрическая константа, зависящая только от природы рас-
творителя и не зависящая от природы растворенного вещества (для воды
К
э
= 0,52, для бензола Кэ = 2,6).
Оба рассмотренных метода позволяют определять молекулярные массы
растворенных веществ.
42
2. Осмотическое давление — это такое давление, которое нужно прило-
жить к раствору, отделенному от растворителя полупроницаемой перегородкой,
чтобы наступило состояние равновесия (прекратился осмос).
Осмос — самопроизвольный переход растворителя через полупроницае-
мую мембрану, разделяющую раствор и растворитель или два раствора с различной концентрацией растворенного вещества. Молекулы растворителя диффундируют из растворителя в раствор или из менее концентрированного
раствора в более концентрированный, поэтому концентрированный раствор
разбавляется.
Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление возрастает с увеличением
концентрации растворенного вещества и температуры:
Р
осм.
= См(В)RT,
где Р
осм.
— осмотическое давление;
С
м
(В) — молярная концентрация растворенного вещества;
R — универсальная газовая постоянная;
Т — абсолютная температура.
Физико-химические свойства растворов лежат в основе многих техноло-
гических процессов. Закон Рауля используют для расчета и регулирования активности воды, которая влияет на скорость порчи пищевого продукта. Для
снижения этого показателя либо удаляют свободную влагу (высушивание), либо переводят в связанное состояние (соль, сахар).
Осмотическое давление определяют по закону Вант-Гоффа с целью уста-
новления натуральности молока. При производстве молока сгущенного с сахаром величина осмотического давления увеличивается за счет уменьшения свободной влаги и внесения сахара. При этом создаются гипертонические условия
и замедляются процессы микробной порчи.
Изменения температур замерзания и кипения характеризуют состав рас-
творов. Например, определение температуры замерзания молока используют
для оценки его качества.
Пример 1: рассчитайте, при какой температуре должен кристаллизовать-
ся раствор, содержащий в 250 г воды 54 г глюкозы C6H12O6.
Решение: М(С6Н12О6) = 180 г/моль.
С
м
(В) = 54 × 1 000 / 180 × 250 = 1,2 (моль/кг).
Δt
зам
= Кк × См(В).
Δt
зам
= 1,86 × 1,20 = 2,23 °С.
43
Температура кристаллизации воды t
зам(H2
O) = 0 °С. Следовательно, рас-
твор будет кристаллизоваться при t
зам р-ра
= t
зам(H2
O) – Δt
зам
= 0 – 2,23 = –2,23 °С.
Пример 2: определите молярную массу неэлектролита, если его навеска
массой 17,64 г была растворена в воде и объем раствора доведен до 1 000 см3.
Осмотическое давление раствора оказалось равным 2,38 × 105 Па при 20 °С.
Решение: М
неэлектролита
= См(В)RT / Р
осм
V.
М
неэлектролита
= 17,64 × 8,31 × 293 / 2,38 × 105 × 10–3 = 180,3 × 10–3 кг/моль =
= 180,3 г/моль.
Задания для самоконтроля
1. Сформулируйте закон Рауля.
2. Приведите следствия из закона Рауля.
3. Дайте определение осмотического давления.
4. Сформулируйте закон Вант-Гоффа для осмотического давления.
Контрольные задания
1. Найдите повышение температуры кипения раствора, состоящего из
200 г воды и 9 г глюкозы С6Н12О6, эбуллиометрическая постоянная воды равна
0,513 К∙кг/моль.
2. Рассчитайте понижение давления насыщенного пара при температуре
315 К над раствором, содержащим 270 г воды и 36 г глюкозы С6Н12О6 (давление
пара над чистым растворителем в данных условиях равно 8,2 кПа).
3. Найдите молярную массу вещества, если раствор, состоящий из 5 г это-
го вещества, 200 г воды, замерзает при –1,55 °С (криометрическая постоянная
воды равна 1,86 К∙кг/моль).
4. Вычислите осмотическое давление 4,5 %-го раствора лактозы С12Н22О11
при температуре 25 °С (плотность раствора 1,0315 г/мл).
5. Температура кипения водного раствора сахарозы С12Н22О
11
составляет
102,1 °С. Вычислите массовую долю сахарозы в растворе, если эбуллиометрическая постоянная воды равна 0,513 К∙кг/моль.
6. Как изменится осмотическое давление раствора глюкозы, если
к 150 мл исходного раствора с молярной концентрацией 0,25 моль/л добавлено
350 мл воды?
44
7. Вычислите осмотическое давление раствора сахарозы, содержащего
15 г сахарозы в 250 мл воды при температуре 30 °С (плотность раствора
1,00 г/мл).
8. Вычислите концентрацию (%) раствора сахарозы, если температура за-
мерзания данного раствора равна –0,46 °С (криометрическая постоянная воды
равна 1,86 К∙кг/моль).
9. Вычислите моляльную концентрацию водного раствора некоторого не-
электролита, если раствор кипит при температуре 101,56 °С (эбуллиометрическая постоянная воды равна 0,5 К∙кг/моль).
10. Вычислите температуру кипения 10 %-го водного раствора сахарозы
(эбуллиометрическая постоянная воды равна 0,5 К∙кг/моль).
45
РАЗДЕЛ 10. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Электролитическая диссоциация — распад вещества на ионы под дей-
ствием молекул растворителя:
H2SO4 ↔ 2H+ + SO
4
2–
;
NaOH ↔ Na+ + OH–;
CuSO4 ↔ Cu2+ +SO
4
2–
.
Степень диссоциации (α): зависит от природы вещества (для сильных
электролитов α ≈ 1), концентрации, температуры:
%100
,
=
молекулчислообщее
ионынаяраспавшихсмолекулчисло
.
Все электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным электроли-
там относятся:
1) сильные кислоты: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;
2) сильные основания: гидроксиды щелочных металлов, Ca(OH)2, Ba(OH)2,
Ra(OH)2;
3) соли.
Константа диссоциации (Кд) — константа равновесия процесса электро-
литической диссоциации в растворах слабых электролитов, которая зависит от
природы электролита и растворителя, температуры:
CH3COOH ↔ CH3COO– + H+;
СООНСН
НСООСН
К
д
3
3
+−
=
.
Чем меньше Кд электролита, тем слабее электролит. Константы диссоци-
ации некоторых слабых электролитов приведены в прил. 7.
Закон разбавления Оствальда: степень диссоциации слабых электроли-
тов возрастает при разбавлении раствора:
;
2
сКд=
46
с
К
д
=
,
где С — молярная концентрация раствора.
Он позволяет определять степень диссоциации при разных концентраци-
ях электролита, константу диссоциации электролита.
Концентрацию ионов в растворах электролитов рассчитывают по формуле:
С
иона
= С × α × n,
где С — молярная концентрация раствора;
α — степень диссоциации;
n — число ионов.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют
ступенчато: каждая ступень диссоциации характеризуется своей Кд.
Пример: вычислите концентрацию ионов водорода в растворе соляной
кислоты с молярной концентрацией 0,001 моль/л, считая диссоциацию кислоты
полной.
Решение: С(НС1) = 0,01 моль/л; α = 1, так как диссоциация полная:
НСl Н+ + Сl–;
[H+] = α С n = 0,001 моль/л 1 1 = 0,001 моль/л.
Задания для самоконтроля
1. Дайте определение электролитической диссоциации.
2. Дайте определение степени диссоциации.
3. Дайте определение константы диссоциации.
4. Сформулируйте закон Оствальда.
5. Дайте определение сильного электролита, приведите примеры.
6. Дайте определение слабого электролита, приведите примеры.
Контрольные задания
1. Вычислите степень диссоциации и концентрацию всех ионов в раство-
ре хлорноватистой кислоты с эквивалентной концентрацией 0,01 моль/л.
2. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе объемом 0,5 л, содер-
жащем 0,49 г серной кислоты.
3. Вычислите степень диссоциации и концентрацию всех ионов в раство-
ре фтороводородной кислоты с концентрацией 0,5 моль/л.
47
4. Степень диссоциации раствора циановодородной кислоты равна 15 %.
Вычислите молярную концентрацию кислоты и концентрацию ионов водорода
в растворе.
5. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе сульфата натрия с эк-
вивалентной концентрацией 0,1 моль/л.
6. Вычислите степень диссоциации и концентрацию всех ионов в раство-
ре азотистой кислоты с эквивалентной концентрацией 0,05 моль/л.
7. Вычислите молярную концентрацию раствора уксусной кислоты, при
которой 87 % ее молекул находится в недиссоциированном состоянии.
8. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе нитрата магния с эк-
вивалентной концентрацией 0,1 моль/л.
9. Рассчитайте, как изменится степень диссоциации раствора бромнова-
тистой кислоты с концентрацией 0,1 моль/л при разбавлении раствора в 10 раз.
10. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе азотной кислоты
с эквивалентной концентрацией 0,1 моль/л, если степень диссоциации электролита — 95 %.
11. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе объемом 0,25 л, со-
держащем 3,65 г хлороводородной кислоты.
12. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе гидроксида аммония
с эквивалентной концентрацией 0,2 моль/л.
13. Вычислите степень диссоциации и концентрацию всех ионов при дис-
социации по первой ступени в растворе фосфорной кислоты с концентрацией
0,01 моль/л.
14. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе объемом 1,5 л, со-
держащем 0,6 г гидроксида натрия.
15. Вычислите степень диссоциации и концентрацию всех ионов при дис-
социации по первой ступени в растворе сероводородной кислоты с концентрацией 0,17 моль/л.
16. Вычислите степень диссоциации и концентрацию всех ионов при дис-
социации раствора угольной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л.
17. Напишите уравнения реакций ступенчатой диссоциации фосфорной
кислоты. Вычислите концентрацию кислоты, если степень диссоциации данного электролита по первой ступени равна 0,15.
18. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе карбоната аммония
с эквивалентной концентрацией 0,2 моль/л.
19. К раствору азотистой кислоты объемом 1,5 л с эквивалентной концен-
трацией 0,5 моль/л добавили 500 мл воды. Рассчитайте, как при этом изменится
степень диссоциации.
20. Вычислите концентрацию всех ионов в растворе уксусной кислоты
с концентрацией 1 % (плотность — 1 г/мл).
48
РАЗДЕЛ 11. МОЛЕКУЛЯРНО-ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ
ОБМЕННЫХ РЕАКЦИЙ
МЕЖДУ РАСТВОРАМИ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями меж-
ду ионами, если в таких реакциях не изменяется степень окисления, то их называют ионообменными.
Условия необратимости ионообменных реакций между электролита-
ми — это образование малорастворимых соединений; малодиссоциирующих
соединений; газообразных соединений; комплексных соединений.
При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций малораство-
римые, малодиссоциирующие и газообразные вещества записывают в молекулярном виде, а сильные электролиты — в ионном. Сначала записывают
молекулярное уравнение реакции, затем приводят полное ионное уравнение
с учетом растворимости и диссоциации. При написании ионных уравнений
необходимо воспользоваться таблицей растворимости (прил. 4). Из обеих частей этого уравнения исключают одинаковые ионы, т. е. они не участвуют в реакции. Получают сокращенное ионное уравнение: оно отражает истинный химизм данного взаимодействия. Например,
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl;
Ba2+ + 2Cl– + 2Na+ + SO
−2
4
= BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl–;
Ba2+ + SO
−2
4
= BaSO4.
Пример: составьте молекулярные уравнения реакций, которые выража-
ются следующими ионными:
a) SO
3
–2
+ 2H+ = SO
2
+ H2O;
б) Pb+2 + CrO
4
–2
= PbCrO4.
Решение: для составления уравнения в молекулярной форме следует по-
добрать такие растворимые сильные электролиты, которые при диссоциации
давали бы участвующие в реакции ионы:
a) Na2SO3 + 2НС1 = 2NaCl + SO2 + H2O;
б) Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4 + 2КNO3.
49
Задания для самоконтроля
1. Дайте определение ионообменных реакций.
2. Раскройте условия необратимости ионообменных реакций.
Контрольные задания
Составьте уравнения реакций (молекулярные и ионные), протекающих
в растворах следующих веществ; установите обратимость данных взаимодействий:
1. Na2SO4 + Ba(NO3)2 →; H+ + OH– →.
2. NH4Cl + KOH →; Pb2+ + S2– →.
3. Na2CrO4 + (CH3COO)2Pb →; HCO
3
–
+ OH– →.
4. Al(OH)3 + NaOH →; Ag+ + Cl– →.
5. NaHS + NaOH →; Cu2+ + 2OH– →.
6. CaCO3 + KBr →; Ni2+ + S2– →.
7. KNO3 + Na2SO4 →; ClO– + H+ →.
8. FeCl3 + LiOH →; NH
4
+
+ OH– →.
9. CoSO4 + AlBr3 →; MgOH+ + OH– →.
10. Fe(OH)3 + KOH →; HS– + OH– →.
11. AgNO3 + KJ →; CH3COO– + H+ →.
12. Zn(OH)2 + KOH →; Hg2+ + S2– →.
13. K2Cr2O7 + CaCl2 →; CN– + H+ →.
14. NH4OH + HCl →; NO
2
–
+ H+ →.
15. Mn(NO3)2 + K3PO4 →; SnOH+ + OH– →.
16. NaHSO3 + NaOH →; Fe2+ + 2OH– →.
17. (CH3COO)2Ca + HBr →; Cr(OH)3 + OH– →.
18. Mg(NO2)2 + H2SO4 →; Co2+ + PO
4
3–
→.
19. PbOHNO3 + Ba(OH)2 →; SiO
3
2–
+ 2H+ →.
20. NiCl2 + Ba(NO
3)2
→; HSO
3
–
+ OH– →.
50
РАЗДЕЛ 12. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ.
ВОДОРОДНЫЙ И ГИДРОКСИЛЬНЫЙ ПОКАЗАТЕЛИ
Вода — слабый электролит, диссоциирует: Н2О ↔ Н+ + ОН–:
К
д
=
ОН
ОНН
2
−+
.
Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водо-
рода и гидроксил-ионов:
К
ОН
2
= Кд × [Н2О] = [Н+] × [ОН–] = 10
–14
, при t° = 25 °C.
В нейтральной среде [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л.
В кислой среде [H+] > [OH–] > 10–7 моль/л.
В щелочной среде [H+] < [OH–] < 10–7 моль/л.
Водородный показатель — отрицательный десятичный логарифм кон-
центрации ионов водорода [H+]:
рН = –lg[H+].
Гидроксильный показатель — отрицательный десятичный логарифм
концентрации гидроксил-ионов [ОH–]:
рОН = –lg[ОH–].
Сумма водородного и гидроксильного показателей в водных растворах
при 25 °С равна:
рН + рОН = 14.
В нейтральной среде рН = рОН = 7.
В кислой среде рН < 7.
В щелочной среде рН > 7.
Реакцию среды возможно определить при помощи специальных реакти-
вов, или кислотно-основных индикаторов (прил. 8).
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]