Задания для контроля усвоения темы

1. Сколько литров 32% раствора азотной кислоты (р=1,2 г/мл) получится из 200 л аммиака при н.у..

2. Сколько граммов оксида серы (VI) содержится в 200г 49% раствора серной кислоты?

3. Определите массовую долю (в %) серной кислоты в 5М растворе (р=1,290 г/мл).

4. Какой объем 37% раствора соляной кислоты (р=1,190 г/мл) потребуется для приготовления 1,5 л 0,2М раствора.

5. Сколько литров 32% раствора азотной кислоты (р = 1,200г/мл) получится из 200л аммиака при н.у.

6. Определите молярную концентрацию эквивалента 40% раствора азотной кислоты (р=1,25 г/мл).

7. Рассчитайте по правилу смешения количества необходимые для приготовления :

а) 40% раствора из 50% -го и 25% - го растворов;

б) 20% раствора из 70%-го и 5%-го растворов;

в) 20% раствора из 40% -го раствора и воды.

Задания с профессиональной направленностью

1. Концентрация раствора серной кислоты в аккумуляторе 47оставляяет  35%. Рассчитайте сколько мл 50% серной кислоты необходимо прилить к 1л 20% раствора серной кислоты (р =1,14 г/мл), чтобы получить раствор 35% серной кислоты.

2. Сколько 1% раствора серной кислоты можно получить из 1л 96% раствора серной кислоты (р=1,84 г/мл), необходимой для кислования содовых солонцов.

3. Подсчитано, что за сутки в атмосфере земного шара образуется вследствие грозовых разрядов 250000т азотной кислоты. Какова средняя суточная концентрация азотной кислоты в воздухе (в %), если масса всей атмосферы оценивается в 5 ·10¹⁵т ?

4. Ржавчина – опасное грибковое заболевание пионов. Для профилактики этого заболевания растения опрыскивают раствором гипохлорита меди с массовой долей Сu(ОCl)₂ 0,5%. Рассчитайте массу катионов меди в растворе гипохлорита, взятом массой 2кг.

5. Один из самых безопасных препаратов для борьбы с мучнистой росой крыжовника – 0,05М водный раствор соды с добавлением мыла. Приготовьте 200мл такого раствора из кристаллической соды.

6. . Нитрат меди (II) используется для повышения плодородия почв: катионы меди Cu²⁺ губительно воздействуют на вредителей сельскохозяйственных растений, ионы NO₃^- усваиваются растениями, обогащая растительный организм азотом. Рассчитайте, какое количество кристаллогидрата Cu(NO₃)₂ ∙3H₂O необходимо для приготовления 10л 1М раствора нитрата меди (II).

7. Рассчитайте массу кристаллогидрата хлорида бария двуводного (ядохимикат), полученного нейтрализацией гидроксида бария количеством вещества 1,5 моль с раствором соляной кислоты объемом 200мл и массовой долей 15% (р=1,073г/см³).

8. Для предпосевной обработки семян используют 7л 0,1% раствора сульфата марганца (р=1г/см³) на 1ц семян. Рассчитайте сколько необходимо взять безводной соли MnSO₄, содержащей 32,5% марганца, для обработки 10кг семян.

9. Сульфат аммония, который применяется в качестве азотного удобрения, содержит 21% азота. Рассчитайте массу сульфата аммония, необходимого для приготовления 0,2н. раствора сульфата аммония с целью внесения на 1га почвы 70кг азота (у.н.).

10. Бургундская жидкость используется для борьбы с паршой, плодовой гнилью, ржавчиной яблони, бурой пятнистостью листьев груши, черной гнилью, фитофторозом. Для приготовления бургундской жидкости смешивают раствор медного купороса и карбоната натрия (бельевая сода). На 1кг медного купороса идет 1кг соды и все это растворяется в 100л воды. Рассчитайте молярную и % концентрацию приготовленного раствора.

В растворах все компоненты находятся в молекулярно-дисперсном состоянии; они равномерно распределены в виде отдельных атомов, молекул, ионов или в виде групп из сравнительно небольшого числа этих частиц. С термодинамической точки зрения растворы — фазы переменного состава, в которых при данных внешних условиях соотношение компонентов может непрерывно меняться в некоторых пределах. растворы могут быть газообразными, твёрдыми. Чаще же всего термин «растворы» относят к жидким растворым.

  Практически все жидкости, встречающиеся в природе, представляют собойрастворы: морская вода — раствор большого числа неорганических и органических веществ в воде, нефть — раствор многих, как правило органических, компонентов и т.д. Растворы широко представлены в технике и повседневной практике человека.

Классификация растворов основана на различных признаках. Так, в зависимости от концентрации растворённого вещества растворы делят на концентрированные и разбавленные; в зависимости от характера растворителя — на водные и неводные (спиртовые, аммиачные и т.п.); в зависимости от концентрации ионов водорода — на кислые, нейтральные и щелочные.

При определённых температуре и давлении растворение одного компонента в другом обычно происходит в некоторых пределах изменения концентраций. Раствор, находящийся в равновесии с одним из чистых компонентов, называемом насыщенным, а его концентрация — растворимостью этого компонента. При концентрациях растворённого вещества, меньших его растворимости, раствор является ненасыщенным. Если раствор не содержит центров кристаллизации, то его можно переохладить так, что концентрация растворённого вещества окажется выше его растворимости, а раствор становится пересыщенным.

Растворимость S – это способность данного вещества растворяться в данном растворителе. Величина растворимости характеризует равновесие между двумя фазами, поэтому на неё влияют все факторы, смещающие это равновесие (в соответствии с принципом Ле Шателье – Брауна). Явление растворимости очень сложное и поддается лишь ориентировачному прогнозу. Давно известно, что подобное растворяется в подобном. В воде растворяются преимущественно кислородосодержащие вещества, а также бинарные соли. В органических жидкостях растворяются всевозможные органические вещества. Способность веществ растворяться упрощенно характеризуют так: хорошо растворимо, плохо растворимо, умеренно растворимо, нерастворимо. При этом подразумевается содержание вещества в насыщенном растворе.

Растворимость чаще всего выражают через коэффициент растворимости Кs, отражающий массу вещества, которая образует насыщенный раствор в 100г воды или другого растворителя. Величины Кs приводятся в справочных таблицах.

Образование раствора является сложным физико-химическим процессом. Процесс растворения всегда сопровождается увеличением энтропии системы; при образовании растворов часто имеет место выделение либо поглощение теплоты. Теория растворов должна объяснять все эти явления. Исторически сложились два подхода к образованию растворов – физическая теория, основы которой были заложены в XIX веке, и химическая, основоположником которой был Д.И.Менделеев.

Физическая теория растворов рассматривает процесс растворения как распределение частиц растворенного вещества между частицами растворителя, предполагая отсутствие какого-либо взаимодействия между ними. Единственной движущей силой такого процесса является увеличение энтропии системы ΔS; какие-либо тепловые или объемные эффекты при растворении отсутствуют (ΔН = 0, ΔV = 0; такие растворы принято называть идеальными).

Химическая теория рассматривает процесс растворения как образование смеси неустойчивых химических соединений переменного состава, сопровождающееся тепловым эффектом и изменением объема системы (контракцией), что часто приводит к резкому изменению свойств растворенного вещества (так, растворение бесцветного сульфата меди СuSО₄ в воде приводит к образованию окрашенного раствора, из которого выделяется не СuSО₄, а голубой кристаллогидрат СuSО₄·5Н₂О). Современная термодинамика растворов основана на синтезе этих двух подходов.

В общем случае при растворении происходит изменение свойств и растворителя, и растворенного вещества, что обусловлено взаимодействием частиц между собой по различным типам взаимодействия: Ван-дер-Ваальсового (во всех случаях), ион-дипольного (в растворах электролитов в полярных растворителях), специфических взаимодействий (образование водородных или донорно-акцепторных связей). Учет всех этих взаимодействий представляет собой очень сложную задачу. Очевидно, что чем больше концентрация раствора, тем интенсивнее взаимодействие частиц, тем сложнее структура раствора. Поэтому количественная теория разработана только для идеальных растворов, к которым можно отнести газовые растворы и растворы неполярных жидкостей, в которых энергия взаимодействия разнородных частиц E_A-B близка к энергиям взаимодействия одинаковых частиц E_A-A и E_B-B. Идеальными можно считать также бесконечно разбавленные растворы, в которых можно пренебречь взаимодействием частиц растворителя и растворенного вещества между собой. Свойства таких растворов зависят только от концентрации растворенного вещества, но не зависят от его природы.

Растворимость газов в газах

Газообразное состояние вещества характеризуется слабым взаимодействием между частицами и большими расстояниями между ними. Поэтому газы смешиваются в любых соотношениях (при очень высоких давлениях, когда плотность газов приближается к плотности жидкостей, может наблюдаться ограниченная растворимость). Газовые смеси описываются законом Дальтона:

Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений всех входящих в неё газов.

                                     

Растворимость газов в жидкостях

Растворимость газов в жидкостях зависит от ряда факторов: природы газа и жидкости, давления, температуры, концентрации растворенных в жидкости веществ. 

Аномально высокая растворимость газов в жидкостях обычно обусловливается их специфическим взаимодействием с растворителем – образованием химического соединения (для аммиака) или диссоциацией в растворе на ионы (для хлороводорода). Газы, молекулы которых неполярны, растворяются, как правило, лучше в неполярных жидкостях – и наоборот.

Зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри – Дальтона: Растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.

S = k Р

Здесь S– концентрация раствора газа в жидкости, k – коэффициент пропорциональности, зависящий от природы газа, Р – парциальное давление газа.. Закон Генри – Дальтона справедлив только для разбавленных растворов при малых давлениях, когда газы можно считать идеальными.

При растворении газа температура всегда повышается. Это означает, что нагревание жидкости ведет к уменьшению растворимости газа.

Растворимость газов в жидкости сильно зависит от концентрации других растворенных веществ. Зависимость растворимости газов от концентрации электролитов в жидкости выражается формулой Сеченова (S и S_o – растворимость газа в чистом растворителе и растворе электролита с концентрацией C):

S/S₀ = k C

Взаимная растворимость жидкостей

Любую из жидкостей можно рассматривать в качестве растворителя. Поэтому часто используют понятие взаимной растворимости жидкостей. Например, можно говорить о растворимости эфира в воде и о растворимости воды в эфире. В зависимости от природы жидкости могут смешиваться в любых соотношениях (в этом случае говорят о неограниченной взаимной растворимости), быть практически нерастворимыми друг в друге, либо обладать ограниченной растворимостью. В случае ограниченной растворимости изменение температуры (повышение или понижение) приводит к увеличению концентрации каждого из растворов (увеличению взаимной растворимости), и при некоторой температуре, называемой критической температурой расслоения взаимная растворимость становится неограниченной.

Растворимость твердых веществ в жидкостях

Растворимость твердых веществ в жидкостях определяется природой веществ и, как правило, существенно зависит от температуры. Полярные растворители хорошо растворяют полярные вещества и плохо – неполярные, и наоборот.

Поскольку теплота растворения твердых веществ в жидкостях может быть как положительной, так и отрицательной, растворимость при увеличении температуры может увеличиваться либо уменьшаться (согласно принципу Ле Шателье – Брауна). В большинстве же случаев, растворимость твердых веществ увеличивается при повышении температуры.

 Строение раствора определяется прежде всего характером компонентов, его образующих. Если компоненты близки по химическому строению, размерам молекул и т.п., то строение растворов принципиально не отличается от строения чистых жидкостей. Молекулы веществ, заметно отличающихся по своему строению и свойствам, обычно сильнее взаимодействуют друг с другом, что приводит к образованию комплексов в растворе, которые вызывают отклонения от идеальности. Энергии образования этих комплексов достигают величин нескольких кдж/моль, что позволяет говорить о существовании в растворах слабых химических взаимодействий и образовании тех или иных химических соединений — новых компонентов растворов. Взаимодействие с молекулами растворителя сопровождается у многих веществ (например, электролитов) обратным процессом — диссоциацией.

Законы Рауля и Вант-Гоффа

Растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам (оптические изомеры, гомологи и т.п.) и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами называются идеальными. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором. Для идеальных растворов выполняется следующая закономерность, называемая первым законом Рауля:

Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причем коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. 

                         

Поскольку сумма мольных долей всех компонентов раствора равна единице, для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В легко получить следующее соотношение, также являющееся формулировкой первого закона Рауля:

                      

Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества и не зависит от природы растворенного вещества.

Из первого закона Рауля следует, что понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворенного вещества (второй закон Рауля):

                        

где K – криоскопическая постоянная растворителя – определяется природой растворителя; E - эбуллиоскопическая постоянная растворителя, не зависящая от природы растворенного вещества; m – моляльная концентрация раствора.

Законы Рауля и принцип Вант-Гоффа не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток – растворов электролитов. Обобщая экспериментальные данные, Вант-Гофф пришел к выводу, что растворы электролитов всегда ведут себя так, будто они содержат больше частиц растворенного вещества, чем следует из аналитической концентрации: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, осмотическое давление для них всегда больше, чем вычисленные. Для учета этих отклонений Вант-Гофф внес в уравнение для растворов электролитов поправку – изотонический коэффициент i: 

                            

Аналогичная поправка вносится в законы Рауля и изотонический коэффициент определяется следующим образом:

                 

Изотонический коэффициент для растворов электролитов всегда больше единицы, причем с разбавлением раствора i возрастает до некоторого целочисленного значения.

Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С.Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:

1. Электролиты под действием растворителя распадаются на положительные и отрицательно заряженные ионы.     2. Общий заряд катионов в растворе равен общему заряду анионов, поэтому раствор всегда электронейтрален.

3. Ионы и атомы одних и тех же элементов отличаются друг от друга по свойствам.

Например, атомы натрия реагируют с водой (щелочной металл), выделяя шелочь и газ Н2↑, тогда как ионы натрия Na⁺ c водой не реагируют. Хлор – газ, ядовитый, желто-зеленого цвета. Ионы хлора бесцветны, неядовиты, не имеют запаха (находятся в растворе поваренной соли). Атомы меди составляют свободную медь – металл красноватого цвета, а гидратированные ионы меди имеют синюю окраску (медный купорос CuSO₄ ∙ 5H₂O).

 Для того, чтобы написать ион, справа вверху от знака атома элемента пишется величина и знак заряда. Например, атом натрия – Na, а ион натрия – Na⁺ (читается: "однозарядный катион натрия"); атом меди – Cu, а ион меди – Cu²⁺ (читается: "двухзарядный катион меди"); атом серы – S, ион серы – S^2- (читается: "двухзарядный анион серы") и т. д.. Ионы, имеющие положительный заряд называются катионы, а ионы, имеющие отрицательный заряд – анионы.

Упражнение: Назовите (прочтите) следующие ионы: Fe²⁺, Fe³⁺, K⁺, Br^-, Ca²⁺.

Электролитическая диссоциация – это распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении. Благодаря этому процессу растворы некоторых выществ проводят электрический ток.

М. Фарадей назвал вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, электролитами. К их числу относятся щелочи, кислоты, соли растворимые.    Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами (сахар, спирт, бензол и другие органические вещества).    Существует взаимосвязь между электропроводностью растворов и видом химической связи, по которому построены растворенное вещество и растворитель.   Растворитель обязательно должен иметь ковалентную полярную связь. В неполярном растворителе (гексан, ацетон, бензол) диссоциации электролитов не происходит.       Если в воде растворено ионное соединение, например, хлорид натрия, кристаллическая решетка которого состоит из положительных ионов натрия Na⁺ и отрицательных ионов хлора Cl^–, то в воде происходит следующий процесс:

• Молекула воды имеет ковалентную связь и представляет собой диполь ("ди" – два) Н⁺ОН^-.

• При взаимодействии с ионами кристаллической решетки NaCl диполи воды ориентируются к положительным ионам своим отрицательным полюсом.   Между ионами и диполями возрастают силы электростатического притяжения, которые "растаскивают" или расчленяют ионную кристаллическую решетку на отдельные ионы Na⁺ и Cl^-, окруженные диполями воды, поэтому их называют гидратированными ионами.

Если же вещество растворенное имеет ковалентную полярную связь, например, HCl, то процесс идет иначе, но в растворе все же образуются гидратированные ионы. В полярном соединении, в отличие от ионного, нет готовых ионов. Они образуются в процессе растворения вещества в воде, в процессе взаимодействия их. Сначала происходит увеличение полярности молекул, а затем уже распад на ионы.

Если молекулы веществ построены по ковалентному неполярному виду связи, то при растворении их в воде ионы не образуются, т.к. неполярные молекулы не испытывают со стороны диполей воды такого воздействия, как молекулы ионные и полярные. По ковалентному неполярному виду построены молекулы большинства органических соединений.    Диссоциация электролитов в водных растворах

 Вещества – электролиты это:    1. растворимые основания – щелочи,    2. кислоты,    3. растворимые соли.

Оксиды к электролитам не относятся, т. к. они не просто растворяются в воде, а вступают с ней в химическую реакцию, образуя гидроксид, который и диссоциирует.Нередко встречаются вещества, в молекулах которых наблюдается два вида связи. Например, в гидроксиде натрия – NaOH натрий связан с гидроксогруппой ионной связью, а водород с кислородом – ковалентной. В молекуле серной кислоты H₂SO₄ связь водорода с кислотным остатком более полярна, чем связь серы с кислородом. В нитрате алюминия Al(NO₃)₃ алюминий связан с кислотным остатком ионной связью, а атомы азота с атомами кислорода – ковалентной. В таких случаях распад молекулы на ионы происходит по месту ионной или наиболее полярной связи, для расщепления которых требуется меньше энергии.

Из сказанного следует, что ионы могут быть образованы не только из отдельных атомов, но и групп атомов. Например SO₄ ^2- , NO₃^- , OH^-.

Для количественной характеристики электролитической диссоциации вводится понятие степени диссоциации ():

n

 = ----- , где n – число молекул вешества, распавшихся на ионы;

N N – число молекул вещества, введенного в раствор.

В зависимости от степени диссоциации все электролиты условно делят на сильные ( =1) и слабые (1). Степень диссоциации зависит от природы электролита, температуры и концентрации раствора.

К сильным электролитам относятся: сильные минеральные кислоты НСl, H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄ и др., гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, и все растворимые соли.

К слабым электролитам относятся: практически все органические вещества, слабые кислоты H₂CO₃, H₂S, HNO₂, H₂SiO₃, H₃PO_4, оставшиеся основания, и многие бинарные соединения Н₂О, оксиды и др.

При написании уравнений электролитической диссоциации необходимо учитывать, что:

диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато;

уравнение диссоциации сильных электролитов по первой ступени записывают, как необратимый процесс, а по всем последующим – как обратимый (исключение гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов).

Например, HNO₃  H⁺ + NO₃^- Ba(OH)₂  Ba²⁺ + 2OH^-

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄ ^- NH₄H₂PO₄ NH⁴⁺ + H₂PO₄^2-

HSO₄^-  H⁺ + SO₄ ^2- H₂PO₄^-  H⁺ + HPO₄^2-

K₂CO₃  2K⁺ + CO₃ HPO₄^2-  H⁺ + PO₄^3-

слабые электролиты диссоциируют обратимо по всем ступеням:

H₂CO₃  H⁺ + HCO₃^- Pb(OH)₂  PbOH⁺ + OH^-

HCO₃^-  H⁺ + CO₃^2- PbOH⁺  Pb²⁺ + OH^-

Амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами и диссоциируют как по типу основания, так и по типу кислоты :

Zn(OH)₂  ZnOH⁺ +OH^- Zn(OH)₂ + H₂O  H⁺ +H[Zn(OH)₄]^-

ZnOH⁺  Zn²⁺ + OH^- H[Zn(OH)₄]^-  H⁺ + [Zn(OH)₄]^2-

Для характеристики слабых электролитов применяют величину, называемую константой диссоциации.

Например,

Константа диссоциации и степень диссоциации находятся в математической зависимости (закон разбавления) : с уменьшением концентрации раствора (С) степень диссоциации () электролита возрастает.

Кд. = С · ²

Из закона разбавления могут быть получены формулы, связывающие константу диссоциации слабого электролита, степень диссоциации и концентрацию иона (С_иона). Действительно, так как

К = (С_Кt C_An ) / C и C_Kt = C_An , то С_иона = Ö К/С.

Нетрудно видеть, что также С_иона = a С и С_иона = К/С.

П р и м е р 1. Вычислить степень диссоциации 0,2 М раствора муравьинной кислоты НСООН, если К_дисс = 2,1 · 10 ^-4 .

Р е ш е н и е. По закону разбавления

a = Ö К/С = Ö (2,1 · 10^-4) / 0,2 = 3,24 · 10^-2, или 3,24%.

П р и м е р 2. Вычислить концентрацию водородных ионов [Н⁺] в 0,2 М растворе муравьиной кислоты.

Р е ш е н и е. Из предыдущей задачи a = 3,24 ·10^-2, отсюда

С_иона = a С = 3,24 · 10^-2 · 0,2 = 6,4 · 10^-3 г-ион/л.