1.5.1. Концентрация растворов

Методические советы

В химических расчетах используется в основном три вида концентрации:

— процентная концентрация показывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора,

— молярная концентрация показывает, сколько молей растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора,

— нормальная концентрация показывает, сколько молей эквивалентов растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора.

При решении задач по переходу от одного вида концент­рации к другому важно четко разграничить количество раст­воренного вещества и растворителя, массу и объем и т. д. Контролируется это согласованием единиц измерения в «стол­биках» составляемых пропорций.

Количество растворенного вещества выражают в граммах m_r , в молях n_м, в молях эквивалентов n_э.

Количество раствора выражают в граммах G, в милли­литрах V.

Связь между этими величинами:

n_m= (1)

n_э=. (2),

где М и Э — молекулярная и эквивалентная масса соответст­венно.

ρ= (3),

где ρ — плотность раствора.

Задачи на пересчет из одной концентрации в другую явля­ются составным этапом большинства задач, включающих свойства растворов.

Контрольные задания

71-80. В соответствии с номером вашего задания заполни­те пропуски в таблице 8. Например, в задаче 76 надо найти молярную и нормальную концентрацию 10%-ного раствора СuSO₄ (плотность раствора 1,1 г/мл).

Таблица 8

№ задания	Растворенное вещество	Концентрация раствора
		про­цента.	моляр­ная	нор-мальн.	Плотность раствора
71	НNO3	10			1,05
72	НС1		1,2		1,02
73	NаОН	5			1,05
74	Н3РO4			0,3	1,01
75	Н2SO4		0,4		1,027
76	СuSO4	10			принять 1,1
77	(NH4)2SO4			0,1	принять 1,0
78	КОН	2			1,01
79	СНзСООН		0,5		принять1,0
80	КNОз			0,2	принять 1,0

1.5.2. Гидролиз солей

Методические советы

Ввиду особой важности гидролиза солей в регулирова­нии биологических процессов следует четко отработать навы­ки написания уравнений гидролиза после проработки по учеб­нику.

Поставим себе задачу составления уравнений гидролиза только по первой ступени (наиболее реальной в обычных ус­ловиях). Рекомендуемая последовательность действий:

а) составить уравнения диссоциации соли;

б) выяснить, по какому иону идет гидролиз.

Это и есть сугубо химический аспект гидролиза. Здесь используются справочные данные для определения «слабости» электролита, таблица растворимости (приложение 2), таб­лица степеней диссоциации (приложение 3).

в) составить для этого иона уравнение реакции взаимо­действия с водой (с одной молекулой, т.к. речь идет о первой ступени). Это уравнение и будет сокращенным ионным уравнением гидролиза, оно определяет наступающее в раст­воре равновесие и характеризуется собственной константой.

г) записать уравнение гидролиза в молекулярном виде. При этом в основу берется ионное уравнение (пункт в), а для составления нейтральных молекул используются противоионы из уравнения диссоциации соли (пункт а).

ПРИМЕР. Составить уравнение гидролиза сульфата меди.

а) СuSO₄=Сu²⁺ +; (1)

б) из приложений 3 выясняем, что иону Сu²⁺ соответствует слабое основание, а иону — сильная кислота, значит, гидролиз идет по ка­тиону:

в) Сu²⁺ + Н₂O (СuОН) ⁺ + Н⁺ (2)

Естественно, что положительный ион Сu²⁺ «вырвет» из воды отрица­тельную часть ОН^-. Заряд образовавшегося иона СuОН⁺ определяем суммированием зарядов Сu²⁺ и ОН^-. Не забудьте, что связывание ионов ОН^- ведет к избытку в растворе ионов Н+, что определит кислую реак­цию среды.

Выражение для константы гидролиза имеет вид:

K_r=;

г) при составлении уравнения в молекулярной форме констатируем, что всем положительным ионам уравнения (2) соответствуют имеющиеся в свободном виде (уравнение 1) отрицательные ионы . С учетом за­рядов ионов составляем электронейтральные молекулы:

СuSO₄ + Н₂O (СuОН) ₂SO₄ + Н₂SO₄,

а затем подбираем необходимые коэффициенты:

2СuSO₄ + 2Н₂O (СuОН) ₂SO₄ + Н₂SO₄.

Напоминаем, что в растворе реально существуют ионы H₃O⁺ а не Н⁺.