Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая, неорганическая и аналитическая химия. Учебное пособие
.pdf
81
Для растворов неэлектролитов зависимость осмоти-
ческого давления от концентрации и температуры раствора
выражается законом Вант-Гоффа:
Осмотическое давление раствора равно тому давлению,
которое производило бы растворенное вещество, если бы оно
при той же температуре находилось в газообразном состоя-
нии и занимало объём, равный объёму раствора.
Математическое выражение осмотического закона
Вант-Гоффа:
Р = См∙R∙Т,
где Р – осмотическое давление, Па; См– молярная
концентрация, моль/л;
R − универсальная газовая постоянная, равная 8,314
Дж/моль∙К;
Т – абсолютная температура раствора, К
или Р = (n·RТ) / V,
где n – количество растворенного вещества, моль; n =
m/M, m – масса растворенного вещества, г; а М – его
молярная масса, г/моль; V – объем раствора, л.
Осмос лежит в основе целого ряда физиологических
процессов, происходящих в организме человека и животных. Посредством осмоса осуществляется усвоение пищи,
распределение питательных веществ, переносимых с кровью, и жидкостный обмен в тканях.
Примеры решения задач
Пример 1. Для определения относительной молекуляр-
ной массы вещества, являющегося неэлектролитом, его
навеска массой 1,764 г была растворена в воде и объем раствора доведен до 100 мл. Измеренное осмотическое давление
раствора оказалось равным 2,38∙102КПа при 20оС. Рассчитайте молярную массу указанного вещества.
82
Решение. В растворе объемом 1 м3(103л) масса веще-
ства составляет 17640 г. Из уравнения Вант-Гоффа, подставляя в это выражение экспериментальные данные, получим:
==
Vp
mRT
M
осм.
180
11038,2
)20273(31,817640
5
=
+
г/моль
Пример 2. Навеска вещества массой 12,42 г растворена
в воде объемом 500 мл. Давление пара полученного раствора
при 25 0С равно 3297,8 Па. Как по этим данным найти молярную массу растворенного вещества?
Решение. Для определения молярной массы растворен-
ного вещества М1 надо вычислить количество молей растворенного вещества ν1, пользуясь законом Рауля:
21
1
0
0
+
==−х
р
рр
,
где : р-давление пара над раствором;
р0 – давление пара над чистой водой, его значение при
250С согласно табл. 14 равно 3306 Па;
ν2 =
78,27
18
500
2
2
==
ОН
ОН
М
т
моль, после подстановки в за-
кон Рауля получим:
78,273306
8,32973306
1
1
+
=
−
;
отсюда ν1 =ν
(вещества)
= 0,069 моль;
М1 =
180
069,0
42,12
1
1
==
т
г/моль
Пример 3.Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка
ZnС12 в 125 г воды, замерзает при -0,23 °С. Определите
83
кажущуюся степень диссоциации хлорида цинка в этом
растворе.
Решение. Выразим прежде всего моляльную концен-
трацию раствора в молях на 1000 г воды. Так как молярная
масса хлористого цинка равна 136 г/моль, то
05,0
125136
100085,0
1000
22
2
=
=
=
OHZnCl
ZnCl
т
тМ
т
С
моль/кг
Для растворов электролитов величина понижения
точки замерзания рассчитывается по формуле
∆t
зам.
= i·К·Ст
Криоскопическая постоянная К для воды из табл.
равна 1,86 оС следовательно, изотонический коэффициент
данного раствора составит:
47,2
05,086,1
23,0
.
=
=
=
m
зам
CК
t
i
Степень диссоциации связана с величиной изотонического коэффициента соотношением:
735,0
13
147,2
1
1
=
−
−
=
−
−
=
n
i
или 73,5%
Здесь п – количество ионов, образующихся при диссоциации молекулы ZnCl2.
Контрольные задания
91. Сколько воды надо прибавить к 5 л раствора саха-
ра, чтобы понизить его осмотическое давление в 4 раза?
Ответ: 15 л.
92. В каком количестве воды надо растворить 6,84 г
глюкозы С6Н12О6, чтобы давление пара воды, равное при
65оС 250 гПа, снизилось до 248 гПа? Ответ: 84,8 г.
84
93. Раствор, содержащий неэлектролит массой 55,4 г
в 2,5 л воды, кипит при 100,16оС. Чему равна молярная
масса данного неэлектролита? Ответ: 72 г/моль.
94. Найдите относительную молярную массу неэлек-
тролита, если его 10%-ный раствор замерзает при -1,15оС.
Ответ: 180 г/моль.
95. Растворением 39,7 г мочевины (NH2)2CO в воде
было получено 3 л раствора. Какое осмотическое давление
имеет данный раствор при 5оС и до какой температуры его
надо нагреть, чтобы повысить осмотическое давление на 25
кПа? Ответ: 5,1·105 Па;292 К.
96. В каких объемных отношениях надо взять воду и
этиленгликоль, чтобы приготовленный из них антифриз
замерзал примерно при -20оС? Ответ: 5 : 3
97. Раствор 1,15 г глицерина в 50 мл ацетона кипит
при 56,6оС. Используя табличные данные по температуре
кипения чистого ацетона и его плотности, вычислите эбуллиоскопическую константу ацетона. Ответ: 1,56.
98. Какое осмотическое давление имеет 17%-ный
водный раствор сахарозы С12Н22О11 при 20оС, если плотность данного раствора составляет 1,067 г/мл?
Ответ: 1,29·106 Па.
99. Давление пара воды при 10°С составляет 1227,8
Па. Сколько граммов метилового спирта СН3ОН следует
растворить в 388 г воды, чтобы понизить давление пара до
1200 Па? Ответ: 16 г.
85
100.Раствор анилина С6Н5NH2 в диэтиловом эфире
при 25оС имеет давление пара 67319 Па. Рассчитайте процентную концентрацию данного раствора.
Ответ: 7,2%.
V.VIII ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Теория электролитической диссоциации была предложена в 1887 году шведским ученым Сванте Аррениусом.
Дальнейшее развитие и обоснование эта теория получила в
работах русских ученых Д.П. Коновалова и И.А. Каблукова.
Согласно этой теории, электролитами называются вещества, которые в растворенном или расплавленном состоянии
проводят электрический ток.
Электролиты при растворении в воде диссоциируют, т.е.
распадаются на положительно и отрицательно заряженные
ионы. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду, поэтому называются катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду
и называются анионами. Диссоциация – обратимый процесс,
т.к. одновременно идет распад молекул на ионы и процесс соединения ионов в молекулы (моляризация).
Рис.11
86
Механизм электролитической диссоциации:
а) диссоциация соединений с ионной связью включает
следующие этапы:
NaCl + mH2O Na+(H2O)n + Cl−(H2O)n
- ориентация молекул растворителя (диполей воды) во-
круг ионов на поверхности кристалла;
- взаимодействие ионов с диполями, приводящее к от-
рыву ионов от кристалла и переходу их в раствор.
б) диссоциация молекул с ковалентной полярной связью
состоит из трёх этапов:
CH3COOH + mH2O H+(H2O)n + CH3COO-(H2O)n
- ориентация диполей воды вокруг молекулы;
- диполь-дипольное взаимодействие, приводящее к пре-
вращению полярной молекулы в ионную;
- распад молекулы на ионы. Эти ионы в растворе связа-
ны с молекулами воды, т.е. гидратированы. Гидратация ионов
– основная причина диссоциации. Гидратированные ионы могут включать как постоянное, так и переменное число молекул воды. При диссоциации в воде различных кислот в растворе образуются не свободные ионы водорода Н+, а гидратированные Н+-ионы, из которых наибольшей прочностью обладает ион гидроксония [H3O]+.
Н+ + H2O → [H3O]+
Cильные и слабые электролиты
Сильные электролиты при растворении в воде практи-
чески полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:
- все растворимые соли (NaCl, CuSO4, MgCl2 и др.);
- сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl и др.);
87
- основания щелочных и щелочно-земельных металлов
(NaOH, Ba(OH)2 и др.)
Рис.12
Слабые электролиты при растворении диссоциируют
лишь частично. К ним относятся:
- основания многих металлов (Cu(OH)2, Al(OH)3,
Mg(OH)2, и др.);
- гидроксид аммонияNH4OH;
- некоторые соли (HgCl2, Fe(CNS)3, Hg(CN)2 и др.);
- кислоты (CH3COOH, H2CO3, HNO2 и др.);
- вода.
Количественно процесс электролитической диссоциации
характеризуется степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации – отношение числа распавшихся
(диссоциированных) на ионы молекул электролита (n) к общему числу растворенных молекул (N):
α = ( n / N )·100%
В зависимости от степени диссоциации все электролиты подразделяются на три группы: сильные, слабые и
88
средней силы. Сильными считаются те, у которых α > 30%.
Для слабых электролитов α не более 3%. Степень диссоциации электролитов средней силы составляет от 3 до 30%
(H3PO4, H2SO3, H2C2O4 и т.д.). Степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации электролита, с повышением температуры. Диссоциация воды усиливается с повышением температуры.
Константа диссоциации – отношение произведения
равновесных концентраций ионов электролита и равновесной
концентрации недиссоциированных молекул его. Константа
диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы: чем эта величина выше, тем больше
ионов в растворе. Выражение константы диссоциации записывается только для слабых электролитов (α<30%).
Например: CH3COOH CH3COO− + H+
[CH3COO−]∙[H+]
Kд = ―――――――――― ;
[CH3COOH]
Константа диссоциации не зависит от концентрации
электролита, а зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.
Константа и степень диссоциации связаны между собой
соотношением:
α = √ Kд / Cm
называемым законом разведения Оствальда,
где Сm – молярная концентрация.
С точки зрения теории электролитической диссоциации
кислоты, основания и соли получили следующие определения.
Кислоты – это электролиты, диссоциирующие на катион
только водорода и анионы кислотных остатков.
89
Многоосновные кислоты диссоциируют обратимо, по
ступеням:
1. H2CO
3
H+ + HCO
3
−
- первая ступень,
HCO
3
−
H+ + CO
3
−2
- вторая ступень.
2. H3PO
4
H+ + H2PO
4
−
- первая ступень,
H2PO
4
−
H+ + HPO
4
2−
- вторая ступень,
HPO
4
2−
H+ + PO
4
3−
- третья ступень.
Основания – это электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион только гидроксила. Слабые основания
многозарядных катионов диссоциируют ступенчато:
Mg(OH)
2
MgOH+ + OH− - первая ступень,
MgOH
+
Mg2+ + OH− - вторая ступень.
Соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы
металлов и анионы кислотных остатков.
Средняя соль KNO
3
K+ + NO
3
−
Кислая соль KHСO
3
K+ + HСO
3
−
Основная соль MgOHCl MgOH+ + Cl−
Двойная соль KAl(SO4)
2
K+ + Al3+ + 2SO
4
2−
Ионные уравнения реакций
Все реакции в водных растворах электролитов являются
реакциями между ионами. При написании ионных уравнений
вещества слабодиссоциирующие, малорастворимые и газообразные следует изображать в виде молекул. Только сильные
электролиты пишут в виде ионов. При этом пользуются таблицей растворимости. Например: уравнение в молекулярной форме:
FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓+ 3NaCl
полное ионное уравнение:
Fe3+ + 3Cl− + 3Na+ + 3OH− → Fe(OH)3↓+ 3Na+ + 3Cl−
90
краткое ионное уравнение:
Fe3+ + 3OH− → Fe(OH)3↓
Ионообменные реакции протекают без изменения сте-
пени окисления.
Условиями необратимости ионообменных реакций являются образование в результате реакции:
- малорастворимого вещества (осадок);
- газообразного вещества;
- слабодиссоциирующего вещества (вода, комплексные со-
единения и др.).
ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ВОДРОДНЫЙ
ПОКАЗАТЕЛЬ
Вода – слабый амфотерный электролит. В незначитель-
ной степени подвергается электролитической диссоциации по
схеме (без учёта гидратации ионов Н+):
Н2О Н+ + ОН–
Применяя закон действующих масс можно записать вы-
ражение константы диссоциации:
КД = [H+]·[OH–] / [H2O].
Из экспериментальных данных при 250С КД = 1,86∙10
–16
.
Так как концентрация ионов воды очень мала, концентрацию
недиссоциированной части молекул воды можно считать постоянной величиной равной:
[H2O] = 1000/18 = 55,56 моль/л, где 18 – молярная масса
воды, т.е. в 1л (массой 1000г) содержится 55,56 молей воды.
Подставив эту величину в выражение КД, получим, так называемое, ионное произведение КW:
КW= Кд·[H2O] = [H+]·[OH–] = 1,86·10
–16
·55,56 = 1·10
–14
Произведение концентраций ионов водорода и гид-
роксид-ионов называется ионным произведением воды
КW = [H+]·[OH–].
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]