Тема 5. Растворы

При выполнении задач по теме "Химический эквивалент" не­обходимо знать, что эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 8 массовыми частями кислорода или 1,0078 части водорода. Эквивалент элемента рассчитывают по формуле Э = , где А - относительная атомная масса элемента, В - валентность элемента.

Пример I. Определить эквивалент марганца в соеди­нениях КМnО₄, МnO₂, MnCl₂.

Решение. Определить валентность марганца, в сое­динениях она равна соответственно +7, +4, +2.

Следовательно, эквивалент марганца в соединении KMnO₄ равен , в соединении МnO₂ - , в соединении MnCl₂ - .

Пример 2. Определить эквивалент H₂SO₄, Cа(OH)₂, Al₂(S0₄)₃.

Решение. Эквивалентом сложного вещества называет­ся такое его массовое количество, которое взаимодействует с одним эквивалентом кислорода или водорода или одним эквива­лентом любого вещества. Эквивалент сложного вещества опреде­ляется по формуле Э = , где М - относительная молекулярная масса, В - валентность (заряд) функциональных групп, n - число функциональных групп.

Для кислот функциональные группы - ионы Н⁺, для основа­ний – ОH^-, для солей - ионы Меⁿ⁺.Соответственно эквиваленты H₂SO₄, Са(OH)₂, Al₂(S0₄)₃ равны:

Пример 3. Вычислить эквивалент H₂SO₄ в реакциях, выраженных уравнениями

H₂SO₄ + KOH = KHSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН = K₂SO₄ + 2Н₂0.

Решение. Эквивалент сложного вещества может иметь различные значения в зависимости от того, в какую реакцию обмена вступает это вещество. В первом случае H₂SO₄ взаимо­действует с одним эквивалентом KOH и ее эквивалент равен , т.е. ; во втором случае H₂SO₄ взаимодействует с двумя эквивалентами KOH, .

При решении задач необходимо знание закона эквивалентов - массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентам:

1 г-экв водорода занимает объем, равный 11,2 л (уясните расчет, используя данные о молярном объеме).

Например, моль O₂ занимает объем, равный 22,4 л. Масса I г-экв кислорода - 8 г. Отсюда 32 г O₂ занимают объем, равный 22,4 л, а 8 г O₂ - 5,6 л. Следовательно, I г-экв ки­слорода занимает объем, равный 5,6 л.

Большое значение в сельском хозяйстве имеют растворы. Растворы используются для борьбы с вредителями и болезнями растений и животных, протравливания семян, борьбы с сорня­ками, дезинфекции животноводческих помещений, складов. Изве­стны случаи, когда в результате неправильного приготовления лекарственных препаратов погибали растения, скот. Специали­сты сельского хозяйства должны быть хорошо знакомы со свой­ствами, способами приготовления растворов различного назна­чения. Необходимо знать способы выражения концентрации ра­створов, уметь готовить растворы заданной концентрации.

В химии применяют следующие концентрации раствора: процент­ную, молярную, нормальную.

Процентная концентрация выража­ется числом граммов растворенного вещества, содержащихся в 100 г раствора. Например, 12%-й раствор поваренной соли - это раствор, в 100 г которого содержится 12 г соли и 82 г H₂O.

Молярная концентрация выражается числом молей растворенного вещества, содержащихся в I л ра­створа. Концентрация растворенного вещества в молях на 1000 г растворителя называется моляльной концентрацией.

Нормальная концентрация выражает­ся числом грамм-эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в I л раствора. Раствор, в одном литре которого со­держится I г-экв растворенного вещества, называется однонормальным, 0,1 г-экв - децинормальным, 0,01 г-экв в I л раствора - сантинормалышм.

При решении задач на концентрацию раствора иногда необ­ходимо переводить единицы массы раствора в объемные единицы, и наоборот. Для этого надо помнить формулу плотности раствора ρ =

Пример 4. Сколько граммов NaOH необходимо для при­готовления 3 л 10%-го раствора?

Решение. По таблице плотности растворов находим плотность 10%-го раствора NaOH (р = 1,115 г/мл). Вычисля­ем массу 3 л раствора: m = ρ··V = 3000 мл · 1,115 г/мл = 3345 г;

100 г раствора - 10 г NаОН	X = = 334,5 г.
3345 г раствора - X

Следовательно, для приготовления 3 л 10%-го раствора необ­ходимо 334,5 г NаОН.

Пример 5. Сколько граммов кон нужно взять для при­готовления 500 мл 0,1М раствора?

Решение. I моль кон имеет массу 56 г; 0,1 моля со­ставляет 5,6 г.

Следовательно, 1000 мл 0,1М раствора - 5,6 г KOH , 500 мл 0,1М раствора - 2,8 г KOH .

Для приготовления 500 мл 0,1М раствора надо взять 268 г KOH , поместить в мерную колбу и довести объем до 500 мл.

Нормальные растворы удобно использовать для осуществления реакций между растворенными веществами. Обусловливается это тем, что растворы одинаковой нормальности взаимодействуют равными объемами, так как последние содержат эквивалентные количества реагирующих веществ. Если концентрации растворов не равны, их расходуемые объемы обратно пропорциональны кон­центрациям реагирующих веществ. Указанную зависимость можно выразить пропорцией: V₁ · H₁ = V₂ · H₂.

Пример 6. Определить нормальность раствора H₂SO₄, 15 мл которого реагируют без остатка с 30 мл 0,5 н.раствора ВаС1₂ ,

Решение. Обозначим нормальность через Н , напишем: 15 · = 30 · 0,5, откуда =1,0. Раствор серной кислоты однонормальный.

По известной нормальности раствора можно определить титр. Титр раствора (Т) - количество граммов растворенного вещест­ва, содержащегося в I мл раствора

Например, титр I н. раствора H₂SO₄ равен: Т = =0,049, следовательно, в I мл I н. раствора содержится 0,049 г H₂SO₄.

Осмотическое давление растворов неэлектролитов

Свойства разбавленных растворов количественно подчиняют­ся газовым законам. Так, величину осмотического давления можно вычислить по уравнению Клапейрона, заменив газовое давление осмотическим давлением: πV = nRT или , где π - осмотическое давление; V - объем раствора; n - чи­сло молей растворенного вещества; R - газовая постоянная (имеет то же числовое значение, что и для газов); T - абсолютная температура.

Выражая через C , где C - концентрация раство­ра в молях на литр, получим π = CRT (уравнение Вант-Гоффа).

Задача I. Определить осмотическое давление раст­вора, в I л которого содержится 68,4 г сахара C₁₂H₂₂O₁₁ при 27°С.

Решение. Подсчет величины осмотического давления производим по уравнению Вант-Гоффа:

C = = 0,2 моль/л; R = 0,082 л·атм/град;

T = 273 + 27 = 300°К; π = 0,2 · 0,082 · 300 = 4,92 атм.

Задача 2. Сколько молей неэлектролита должен со­держать I л раствора, чтобы его осмотическое давление при 0°С равнялось I атм? (Ответ: 0,044 моля).

Задача 3. Какой раствор обладает большим осмоти­ческим давлением: содержащий в I л 100 г глюкозы C₆H₁₂O₆ или содержащий в I л 100 г тростникового сахара C₁₂H₂₂O₁₁.

Дайте мотивированный ответ, не вычисляя величин осмотиче­ского давления.

Замерзание и кипячение растворов неэлектролитов

Растворы замерзают при более низкой, а кипят при более высокой температуре, чем чистые растворители, что является следствием понижения упругости пара раствора по сравнению с упругостью пара чистого растворителя. Величины понижения температуры замерзании и повышения температуры кипения раст­воров по сравнению с теми же показателями чистого раствори­теля не зависят от природы растворенного вещества, а зависят только от количества растворенных молекул (или вообще отдель­ных частиц), т.е. от количества молей вещества, приходящего­ся на одно и то же массовое количество растворителя.

Математически зависимость температуры замерзания и темпе­ратуры кипения от концентрации раствора можно выразить форму­лой

Δt = КС, (I)

где Δt - понижение температуры замерзания растворителя (или повышение температуры его кипения);

K - криоскопическая (или эбуллиоскопическая) констан­та;

C - концентрация раствора, выражаемая числом молей ра­створенного вещества, приходящихоя на 1000 г раст­ворителя (молярная концентрация).

Если концентрация раствора выражена количеством граммов вещества m , растворенного в L г растворителя, то и формула (I) приобретает вид

, (2)

где M - молекулярная масса растворенного вещества.

Выведенная закономерность позволяет определять молекуляр­ные массы по температурам замерзания и кипения растворов (криоскопический и эбуллиоскопический методы). Эти методы очень важны, так как позволяют определять молекулярные мас­сы веществ, разлагающихся при нагревании, для которых нель­зя измерить плотность пара.

Пример I. При растворении 18,4 г сахара в 100 г воды температура замерзания воды понизилась на 1°С. Опреде­лить молекулярную массу сахара. Криоскопическая константа воды равна 1,86°С.

Решение. Находим, сколько граммов сахара приходит­ся на 1000 г воды:

100 – 18,4	X = = 184 г.
1000 - X

Один моль неэлектролита, растворенный в 1000 г воды, по­нижает температуру замерзания воды на 1,86°С. Так как пони­жение температуры замерзания пропорционально количеству ра­створенного вещества, то обозначив искомую молекулярную мас­су сахара через М, составим пропорцию:

М – 1,86°С	М = = 342 г.
184 - 1°С

Можно найти М по формуле:

откуда

Пример 2. На сколько градусов понизится темпера­тура замерзания и повысится температура кипения воды, если в 100 г воды растворить 9 г глюкозы C₆H₁₂O₆?

Криоскопическая константа воды равна 1,86°С, эбуллиоско­пическая - 0,52°С.

Решение. Задачу решаем по формуле (2). Учитывая, что молекулярная масса глюкозы равна 180, находим:

Определим температуру замерзания и кипения раствора:

t_зам = 0 – 0,93 = -0,93°С,

t_кип = 100 + 0,26 = 100,26°С.

Водные растворы электролитов

При выполнении заданий по данной теме необходимо усвоить теоретические положения.

1. Электролитическая диссоциация в растворах.

Вещества, растворы которых полностью или частично состоят из ионов, называются электролитами. Распад молекул на ионы под действием молекул воды (или другого растворителя) назы­вается электролитической диссоциацией. Ионы, несущие поло­жительный заряд, называются катионами, а ионы, несущие отри­цательный заряд, - анионами.

Исходя из теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения понятий кислоты, щелочи, соли.

Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах отщепляются только катионы водорода и не отщепляются какие-либо другие катионы.

Например, H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-.

Щелочи - электролиты, в водных растворах отщепля­ющие только гидроксильные анионы и не отщепляющие какие-либо другие анионы.

Например, NaOH ↔ Na⁺ + ОH^-.

Соли (средние) - электролиты, молекулы которых в вод­ном растворе отщепляют только катионы металлов и не отщепля­ют ни водородных, ни гидроксильных ионов.

Например, .

2. Степень диссоциации. Константа диссоциации.

Диссоциация электролита в растворе - процесс обратимый. Все электролиты делятся на сильные и слабые. Сила электроли­та определяется степенью диссоциации. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Если из А молекул, нахо­дящихся в растворе, X молекул распалось на ионы, то степень диссоциации .

На степень диссоциации влияет природа растворителя, приро­да растворенного вещества, концентрация раствора, температу­ра, прибавление одноименного иона.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы, слабые электролиты - частич­но. К растворам слабых электролитов, как к равновесным гомогенным системам, применим закон действия масс, на основе ко­торого может быть выведена константа равновесия. Так, для диссоциации уксусной кислоты (слабый электролит), происхо­дящей по уравнению CH₃COOH ↔ H⁺ + CH₃COO^-, константа хими­ческого равновесия может быть записана следующим образом:

Постоянная к называется константой диссоциации. Она характе­ризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше к, тем больше ионов в растворе. Константа диссоциа­ции не зависит от концентрации электролита, а зависит от его природы и температуры. Так как степень диссоциации изменяет­ся с концентрацией раствора, то удобнее силу кислот и осно­вания характеризовать по константе их диссоциации. Чем мень­ше эта константа, тем слабее электролит.

Пример. Уксусная кислота ( К = 1,76 • 10^-5) почти в 10 раз слабее муравьиной (К = 1,8 • 10^-4).

3. Постепенная (ступенчатая) диссоциация.

Установлено, что многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Пример: (I ступень) K=7,11 · I0^-3;

(II ступень) K=6,34 · I0^-8;

(Ш ступень) К=2,2 · I0^-13.

Каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации. Такая способность многоосновных кислот диссоциировать ступен­чато приводит к образованию кислых солей, которые диссоцииру­ют таким образом:

Диссоциация многокислотных оснований:

(I степень); (П ступень); (Ш ступень).

Такая способность многокислотных оснований диссоциировать ступенчато приводит к образованию основных солей, которые диссоциируют так:

4. Ионные реакции и уравнения.

Согласно теории электролитической диссоциации, реакции между кислотами, основаниями и солями в водных растворах про­текают между ионами, на которые распадаются молекулы этих ве­ществ. Ионные реакции становятся практически осуществимы, когда в результате реакции образуется:

а) слабодиссоциирующее вещество;

б) осадок;

в.) газообразное вещество.

Пример. AgNO₃ + NaCl =» AgCl↓ + NаNО₃.

При сливании растворов хлорида натрия и нитрата серебра ионы серебра с ионами хлора образуют молекулы хлорида серебра. Это вещество почти не растворяется в воде и выпадает в осадок, поэтому ионы серебра и ионы хлора удаляются из раствора, и реакция идет до конца. Ионная форма (полная) данного урав­нения:

.

Так как реакция протекала только между ионами хлора и сереб­ра, а с остальными ионами никаких изменений не произошло, ионное уравнение следует записать так: Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓. Это ионное уравнение и выражает сущность данной реакции. Оно показывает, что любая растворимая соль серебра с любой хлористой солью дает осадок.

Пример. СаCl₂ + 2AgNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2AgCl↓ ;

(молекулярное уравнение);

Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓.

(ионное уравнение).

При составлении ионных уравнений нужно соблюдать последо­вательность :

а) написать молекулярное уравнение;

б) переписать это уравнение, заменяя молекулярные формулы ионами, на которые распадаются молекулы каждого из этих элект­ролитов.

Формулы веществ, малодиссоциирующих, выпадающих в осадок или газообразных, переписать в виде молекул;

в) сопоставлением правой и левой частей равенства устано­вить, какие ионы не участвуют в реакции (эти ионы находятся в свободном состоянии в обеих частях равенства в одинаковом количестве), для наглядности (условно) их можно перечеркнуть;

г) выписать формулы только тех ионов и молекул, которые участвуют в реакции.

5. Диссоциация воды. Водородный показатель.

Вода является слабым электролитом, диссоциирующим согласно уравнению H₂O ↔ H⁺ + OH^-. Константа диссоциации воды очень мала: = 1,8 · 10^-16 (22°).

Принимая концентрацию воды [Н₂О] величиной практически постоянной, можно записать так: К • [Н₂О ] = [Н⁺] · [ОН^-] = 1,8 · 10^-16. Концентрация воды равна 1000 : 18 =55,56 моль/л.

Отсюда [ОН^-] • [Н⁺] = 1,8 · 10^-16 · 55,56 = I · 10^-14 =К воды.

Произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды. Для нейтральных сред [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 г-ион/л.

В кислой среде [Н⁺] > [ОН^-], а в щелочной - [Н⁺] < [ОН^-] .

При этом в любых средах произведение концентрации водород­ных и гидроксильных ионов при данной температуре (22°С) оста­ется постоянным и равным 10^-14 г-ион/л.

Для количественной характеристики среды (кислой, щелочной) обычно приводят не концентрацию водородных ионов, а применя­ют условный показатель, обозначаемый через рН и называемый во­дородным показателем.

Он представляет собой отрицательный логарифм концентрации водородных ионов: рН = lg[Н⁺] Тогда рН различных растворов бу­дет иметь следующее значение: кислый рН < 7, щелочной рН > 7, нейтральный рН = 7.

Примеры: а) [Н⁺] = 10^-4 г-ион/л. Вычислить [OH^-] .

Решение: г-ион/л;

б) вычислить рН 0,01 н. раствора КОН (степень диссоциа­ции принять за 100%)

КОН ↔ К⁺ + ОН^- ; [OH^-] = 0,01 = 10^-2 г-ион/л;

, г-ион/л;

= 12 среда щелочная.

6. Гидролиз солей.

Гидролизом солей называется взаимодействие ионов растворен­ной соли с ионами воды, сопровождающееся изменением рН раст­вора. При гидролизе соли смещается ионное равновесие диссоциа­ции воды. В результате растворы большинства солей имеют кис­лую или щелочную реакцию.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

а) сильным основанием и слабой кислотой (Nа₂CO₃, K₂S, K₂SO₃ и другие);

б) слабым основанием и сильной кислотой (NH₄Cl, Zn(NO₃)₂ и другие);

в) слабым основанием и слабой кислотой (NH₄)₂S, Al₂(CO₃)₃, и другие).

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются (K₂SO₄, NaNO₃, NaCl). Уравнения гидролиза солей пишутся аналогично другим ионным уравнениям: малодиссоциирующие (в том числе и вода), малорастворимые, а также газообразные вещества пишутся в виде молекул, сильные электролиты записываются в виде ионов. Уравнения гидролиза солей многоосновных кислот и многокислотных оснований запи­сываются по степеням, аналогично ступенчатой диссоциации.

Пример. Гидролиз К₂CO₃,

I ступень

(сокращенное ионное уравнение);

(полное ионное уравнение);

(молекулярное уравнение)

II ступень

Гидролиз данной соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, сводится к гидролизу аниона слабой кислоты, а накопление ионов гидроксила приводит к тому, что рН ста­новится больше 7.

Пример. Гидролиз AlCl₃:

I ступень

(сокращенное ионное уравнение);

(полное ионное уравнение);

(молекулярное уравнение)

II ступень

По третьей ступени с образованием А1(ОН)₃ гидролиз этой соли не идет вследствие накопления ионов водорода, способ­ствующих протеканию процесса справа налево (идет растворение Al(OH)₃ в кислоте). В данном случае гидролиз соли, образо­ванной слабым основанием и сильной кислотой, сводится к обра­зованию катиона слабого основания. При этом образуется основ­ная соль и накапливаются ионы водорода, рН раствора становит­ся меньше 7.

Пример. Гидролиз NH₄CH₃COO:

NH₄⁺ + СН₃СОO^- + HOH ↔ NH₄OH + CH₃COOH;

(полное ионное уравнение)

NH₄СН₃СОO + HOH ↔ NH₄OH + CH₃COOH.

(молекулярное уравнение)

В данном случае в результате гидролиза соли образуется слабая кислота (CH₃COOH) и слабое основание (NH₄OH), на­копления [H⁺] или [OH^-] не происходит. Константы диссоциации образующихся кислоты и основания очень близки по величине рН = 7. Соли, образованные очень слабой кислотой и слабым ос­нованием, почти полностью гидролизуются.

Пример. Гидролиз (NH₄)₂S:

I ступень ;

(сокращенное ионное уравнение)

;

(полное ионное уравнение)

.

(молекулярное уравнение)

II ступень _;

(полное ионное уравнение)

(молекулярное уравнение)