М о д у л ь 3. Розчини т е м а 7. Розчинність. Способи вираження концентрації

1. Рекомендації до вивчення теоретичного матеріалу

При вивченні даної теми необхідно звернути увагу на наступні основні поняття теорії розчинів.

Розчини являють собою дисперсні системи, в яких частинки однієї речовини рівномірно розподілені в іншій. У дисперсних системах розрізняють дисперсійне середовище (розподіляюче середовище) і дисперсну фазу (подрібнену в дисперсійному середовищі речовину), які можуть існувати в трьох агрегатних станах (Г- газ, Р- рідина, Т- тверда речовина). Отже, можливі 9 типів дисперсних систем, але до розчинів найчастіше відносять системи Г + Р, Р + Р, Т + Р (перша буква – дисперсна фаза, друга – дисперсне середовище).

Залежно від розмірів частинок дисперсної фази розрізняють істинні розчини (частинки з розміром 0,1-1 нм), колоїдні системи (1-100 нм) і грубодисперсні системи (розмір частинок більше 100 нм). До грубодисперсних систем належать суспензії, емульсії, піни. Слід звернути увагу на відмінні властивості істинних розчинів від властивостей інших систем.

Істинні розчини – це гомогенні термодинамічно стійкі дисперсні системи, що складаються з двох і більше компонентів, здатних існувати незалежно один від одного, співвідношення між якими може варіювати в широких межах. Розмір частинок дисперсної фази в них дорівнює розмірам молекул або іонів.

Необхідно ознайомитися з механізмом і термодинамікою процесу розчинення, звернувши увагу, що інтегральна теплота розчинення (∆Н_р.) відбиває вплив двох факторів - ∆Н фазового переходу речовини дисперсної фази (або енергію її кристалічної гратки) і ∆Н сольватації:

∆Н_р. =Δ Н _ф.п. + ∆Н _сольв.

Отже, при розчиненні речовин завжди спостерігається виділення або поглинання теплоти. Ентропія систем Р + Р і Т + Р зростає (∆S > 0), оскільки речовини з більш впорядкованого стану переходять у менш впорядкований. При розчиненні газів ентропія системи Г + Р зменшується (∆S < 0). Але в усіх випадках ізобарно-ізотермічний потенціал завжди зменшується (∆G _p. < 0), тобто, розчинення – самовільний процес.

Слід звернути увагу на розчинність органічних і неорганічних речовин у воді і інших розчинниках (спиртах, кетонах, ефірах, вуглеводнях і т. д.), користуючись відомим правилом: «подібне розчиняється в подібному». Наприклад, полярні розчинники, вода, ацетон, етанол, диметилформамід, ацетонітрил змішуються і розчиняються один в одному в необмеженому співвідношенні. Практично відсутня взаємна розчинність у системах з протилежними властивостями компонентів: вода-октан, вода-бензол. При розчиненні газів в рідині можливе утворення двох систем: з наявністю хімічної взаємодії та з її відсутністю. У випадку наявності хімічної взаємодії (наприклад, розчинення NH₃, НCl, HBr у воді) розчинність газів значно вища, ніж при її відсутності (O₂, N₂, CO, інертні гази). В останньому випадку залежність розчинності газів від тиску виражається законом Генрі-Дальтона (1802): при сталій температурі розчинність газу в рідині (С) прямо пропорційна його парціальному тиску (Р):

С = k ·Р,

де k – коефіцієнт пропорційності.

Розчини з великою концентрацією розчиненої речовини називаються концентрованими,а з малою –розведеними. Коли розчин знаходиться в динамічній рівновазі з одним з компонентів розчину, він називаєтьсянасиченим, а його концентрація відповідає розчинності цього компонента. Підрозчинністюзвичайно розуміють масу розчиненої речовини в 100 г розчинника в насиченому розчині.

У практиці насиченими розчинами користуються рідко, характеризувати концентрацію розчину величиною розчинності незручно. У зв'язку з цим для кількісної характеристики розчинів застосовують інші способи вираження концентрації. Вони досить докладно розглянуті в задачнику М.Л. Глінки. Варто запам'ятати основні п'ять способів:

1. Частки – мольна (об'ємна, масова) – відношення кількості молей (обєму, маси) однієї з речовин до суми кількості молей (обємів, мас) усіх речовин суміші:

мольна - Х_А=;

об'ємна - _А=;

масова - .

Сума часток суміші дорівнює одиниці: =1.

2. Моляльність– число молів розчиненої речовини в 1000 г розчинника;

С_m= (моль/кг), деm₁,m₂– маси розчиненої речовини і розчинника, г.

3. Молярність – число молів розчиненої речовини в 1 л розчину;

С_М=(моль/л), деV– обєм розчину, л.

4. Нормальність(молярна концентрація еквіваленту) – число молів еквівалентів розчиненої речовини в 1 л розчину;

С_н=(моль екв/л);m_э1 – еквівалентна маса розчиненої речовини.

5. Титр– кількість грамів розчиненої речовини, що містяться в 1 мл розчину; Т =(г/мл).

При визначенні концентрації невідомого розчину методом титрування використовують закон еквівалентів, що для розчинів має вид:

С_н1V₁ = С_н2 V₂.

При розчиненні у воді малорозчинних неорганічних речовин ( наприклад, BaSO₄, Ag₂ClO₄, Fe(OH)₃, AgCl ) більша частина речовини залишається в осаді, між яким та насиченим розчином встановлюється рівновага:

BaSO₄ = [BaSO₄] =Ва²⁺ + SO₄²ˉ,

константа якої має вираз: К = [ Ва²⁺] [SО₄^2ˉ] / [ВаSО_{4 тв.} ] Оскільки в розчин переходить незначна частина сульфату барію, то можна констатувати, що кількість твердої фази при сталій температурі практично не змінюється. Отже, [Ва²⁺] [SО₄^2ˉ] = К·[ВаSО_{4 тв.}] = const = ДР.

Добуток розчинності (ДР) – показник розчинності: чим менша величина ДР, тим менше речовина здатна переходити в розчин. Розчинність малорозчинної речовини легко знайти, якщо скористатися табличними даними добутку розчинності.

Наприклад, розчинність ВаSО₄ знаходять з таких співвідношень:

[BaSO₄] = [ Ва²⁺] = [SО₄^2ˉ] = √ДР = √1,1·10^-10 = 1,08·10^-5 моль/л = 1,08·M_BaSO4·10^-5 ≈ 2,5·10^-3 г/л . Аналогічно, розчинність Ag₂CrO₄ дорівнює

[Ag₂CrO₄] = [ CrO₄^2ˉ] = ³√ДР/4 = ³√4.05·10^-12 ≈ 1·10^-4 моль/л

У насиченому розчині малорозчинної сполуки K_mA_m встановлюється рівновага:

K_mA_n = mKⁿ⁺ +nA^m-

_{тверда фаза насичений розчин}

Тобто, ДР = [Kⁿ⁺]^m·[A^m-]ⁿ. У загальному вигляді розчинність K_mA_n в моль/л визначають за формулою:

P _KmAn = ^m+n√ДР(_KmAn)/(m^m · nⁿ)

Додавання однойменного іону в систему «осад-розчин» буде зміщувати рівновагу в бік випадання осаду.

2. Приклади розвязування типових задач

Задача 1.Визначити молярну, нормальну концентрації і титр 40%-го розчину Н₂SO₄(1,31 г/см³).

Розв’язок.З формули=знаходимо масу розчиненої речовини Н₂SO₄:m=m_р-ну. =V= 0,401,31г/мл1000 мл = 524 (г), (деV= 1000 мл).

Знаходимо молярну концентрацію: С_М === 5,35 (моль/л).

Знаходимо нормальну концентрацію: С_н === 10,7 (моль-екв/л).

Знаходимо титр: Т = == 0,524 (г/мл).

Задача 2. Скільки грамівNa₂CO₃необхідно для повної взаємодії його з 100 мл 4 н. розчину НСl ?

Розв’язок.Відповідно до закону еквівалентів:.

З формули С_н=випливає:V_HClC_HКомбіноване вираження закону еквівалентів має вид для даного випадку:m_NaСО=m_{екв(NaСО)}V_HClC_H(HCl)=530,14 =

= 21,2 (г).

Задача 3.У лабораторії є розчин із процентною концентрацією натрій хлориду 20 і 10%. Визначите масу кожного з розчинів, які необхідно змішати для приготування 300 г розчину з процентною концентрацією 12%.

Розв’язок. При виконанні експериментальних робіт часто доводиться розраховувати концентрацію розчину, що утворюється при розведенні, концентруванні або змішуванні двох розчинів. У цьому випадку зручно використовувати «правило хреста»:

де С₁і С₂– концентрації вихідних, С₃– кінцевих розчинів, причому С₁>C₃, а С₃>C₂. Для масовихзначеньвираження концентрації знаходимо:

; для об'ємних:. У випадку розведення розчинучистим розчинником С₂приймається рівним нулю. Цю задачу також можна вирішити за допомогою “правила хреста”. Складаємо діаграму:

де х₁ і х₂ – відповідні масові частини розчинів. Як випливає з цієї діаграми, для приготування необхідного розчина варто взяти 2 масові частини 20% і 8 масових частин 10% розчинів.

Розрахуємо маси кожного з розчинів по формулах:

m₁= = = 60(г);m₂= = 240 (г) абоm₂= 300 –m₁= 300-60 = 240 (г).

Задача 4: Визначити розчинність Ca₃(PO₄)₂ в моль/л і в г/л.

Розв’язок: У водному розчині Ca₃(PO₄)₂ дисоціює за рівнянням:

Ca₃(PO₄)₂ = 3 Ca ²⁺ + 2PO₄^3-

Тобто, трьом катіонам Ca ²⁺ відповідають два аніона PO₄^3ˉ. Розчинність фосфату кальцію визначають з урахуванням значення добутку розчинності:

ДР_Ca3(PO4)2 = [Ca ²⁺ ]³ · [PO₄^3-]² = 3 ·10^-33

Р _Ca3(PO4)2 = ³⁺²√ПР_Ca3(PO4)2/3³· 2² = ⁵√3 · 10^-33/108 ≈ 1,2 · 10^-7 моль/л

Молярна маса Ca₃(PO₄)₂ дорівнює 310 г/моль. Отже, Р_Ca3(PO4)2 = 1,2 · 10^-7 ·310 = 3,72 · 10^-5 г/л.

3. Задачі для самостійного рішення: 400, 414, 421, 432, 436

4. Лабораторна робота

Необхідні прилади, устаткування, реактиви: техно-хімичні ваги і важок, набір ареометрів для визначення густини розчинів, мірні колби на 50 і 100 мл, піпетки, гранульовані луги – КОН і NaOH, розчини кислот невідомої концентрації: соляної, сірчаної, азотної; дистильована вода.

Дослід 1. Приготування розчину лугу

а) приготування розчину лугу зазначеної процентної концентрації відповідно до варіанта завдання (табл. 5).

Розраховують, яку масу гранульованого лугу необхідно взяти для приготування 100 г розчину з зазначеною в завданні масовою часткою. Зважують розраховану кількість лугу на техно-хімічних вагах з точністю до 0,1 г і переносять у колбу на 100 мл. Відмірюють циліндром необхідну кількість води. Після охолодження розчину до кімнатної температури вимірюють його щільність ареометром і порівнюють отриману величину з табличними даними;

б) приготування розчину лугу зазначеної нормальної концентрації відповідно до варіанта завдання (табл. 5), використовуючи розчин, отриманий у досліді а.

Розраховують, який обєм вихідного розчину необхідний для приготування 50 мл розчину з концентрацією С_н:

V_р-ну = ,

m_р-ну = , тому:Vр-ну = . Масу розчиненої речовини m_лугу знаходять : m_лугу = С_нm_{екв(лугу)}V, відкіля випливає, що обєм вихідного розчину складає:

Vр-ну = .

Відбирають піпеткою розрахований обєм розчину і переносять у мірну колбу на 50 мл. За допомогою піпетки доливають дистильованої води до відповідної мітки, орієнтуючись на нижній меніск;

в) перевірка нормальності приготовленого в досліді б розчину методом прямого титрування.

Якщо точно вимірити обєми розчинів хімічних речовин, що вступили в реакцію (у даному випадку кислоти і лугу), і знати концентрацію одного розчину (кислоти), то легко обчислити концентрацію іншого (лугу). Процес поступового додавання розчину з відомою концентрацією речовини (титрованного розчину) до точно обмірюваного обєму аналізованого розчину називаєтьсятитруванням.

За допомогою піпетки відбирають 3 проби аналізованого розчину лугу по 10 мл і додають у кожну пробу 3-4 краплі фенолфталеїну.

Проводять орієнтований дослід: невеликими порціями доливають кислоту з бюретки в колбу з лугом до зникнення забарвлення фенолфталеїну. Розчин у колбі перемішують під час досліду легкими круговими рухами колби. Роблять відлік обєму витраченої кислоти з точністю до десятих часток мл. Виходячи з закону еквівалентів: С_{н к}V_к=C_{н лугу}V_лугу, розраховують нормальну концентрацію приготовленого розчину.

Повторюють титрування ще два рази, уточнюючи концентрацію розчину.

Дослід 2.Приготування розчину кислоти

Визначають за допомогою ареометра густину кислоти, отриманої для досліду, і по таблиці – його процентну концентрацію. Методом розведення готують розчин із заданою масовою часткою відповідно до варіанту (табл. 5). Розрахунок проводять за правилом хреста.

Визначають по таблиці густину приготовленого розчину.

Методом прямого титрування уточнюють концентрацію розчину.

Т а б л и ц я 5

Варіанти завдань до лабораторної роботи “Приготування розчинів”

Варіанти	Маса розчину 100 г	Обєм титр. розчину 50 мл
1	15% КОН	0,12 н
2	12% NаОН	0,15 н
3	16% КОН	0,08 н
4	10% NаОН	0,1 н
5	HCl10%	0,1 н
6	H2SO48%	0,08 н
7	H2SO4 5%	0,07 н
8	H2SO4 10%	0,1 н
9	HCl8%	0,1 н
10	HNO310%	0,1 н

5. Список рекомендованої літератури

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1988. – С.205-215

2. Глинка Н.Л.Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985. – С. 103-114.

3. Сухан В.І., Табенська Т.В., Капустян А.Й., Горлач В.Ф. Посібник для вступників до вищих навч. закладів. – Київ.: Либідь, 1996. – С.132-138.

4. Булавін В.І. Основи загальної хімії. – Харків.: ХДПУ, 1998. – С.28-42.

5. Пилипенко А.Г., Починок В.Я., Середа И.П. і ін. Довідник по елементарній хімії. – Київ.: Наук. думка, 1985. – С. 153-165.

6. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб. – К.: Вища шк., 2005. – С.224-244).

Т е м а 8. Твердість(жорсткість) води і методи її усунення