Раздел IV. Растворы

Актуальность

Изучение свойств растворов имеет большое значение.

• Все биохимические реакции протекают в растворах.

• Действие лекарственных форм эффективно только в растворенном состоянии.

• Все биологические жидкости (кровь, лимфа, слюна, желудочный сок, желчь, моча, спино-мозговая жидкость и т.д) являются растворами органических и неорганических соединений в единственном биорастворителе – воде.

Кислотно-основной гомеостаз (постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов), а также постоянство концентрации солей и органических соединений в жидких средах организма поддерживается системой биохимических механизмов. Регуляция кислотно-щелочного гомеостаза осуществляется буферными системами. Благодаря действию буферных систем значение рН различных сред организма удерживается в строго определенном диапазоне. Например, рН сыворотки крови 7,4 ± 0,05, рН желудочного сока 0,8–2, рН слюны 6,35–6,85 и т.д.

Растворы электролитов играют важную роль в процессах жизнедеятельности организмов. Если отвлечься от физиологических функций каждого отдельного иона и охарактеризовать их совместное действие, то следует отметить, что ионы определяют величину осмотического давления биологических жидкостей, влияют на кислотно-щелочной баланс крови, влияют на растворимость белков и образуя гидраты, удерживают воду.

Цель: сформировать системные знания о растворах, их свойствах и значении для жизнедеятельности живых организмов.

IV. 7 Растворы. Свойства растворов электролитов

Раствор – это двух- или многокомпонентная гомогенная однофазная система, в которой одно вещество равномерно распределено в среде другого или других веществ.

Растворы могут быть в трех агрегатных состояниях: газовые растворы (смесь газов), жидкие растворы и твердые растворы. Компонент, присутствующий в избытке по сравнению с другими, называют растворителем, остальные компоненты называют растворенными веществами. При растворении в жидкости газов или твердых веществ растворителем всегда является жидкость. Для образования жидкого раствора в качестве растворителя используют воду или органические жидкости (спирты, эфиры, жидкие углеводороды и т.д.).

Образование жидких растворов сопровождается процессом сольватации – взаимодействия молекул растворителя с частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества. Если растворителем является вода, то подобное взаимодействие называется гидратацией. Совокупность молекул растворителя, окружающих ион, представляет собой сольватную (гидратную) оболочку.

Различные способы выражения концентрации растворов

С_М – молярная концентрация (молярность) – количество моль растворенного вещества в 1 литре (1 дм³) раствора. Единицы измерения молярности – моль/л.

С_N – молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) – количество моль эквивалента растворенного вещества в 1 литре (1 дм³) раствора. Единицы измерения нормальности – моль/л.

С_m – моляльная концентрация (моляльность) – количество моль растворенного вещества в 1 кг (1000 г) растворителя. Единицы измерения моляльности – моль/1000г или моль/кг.

w_i – массовая доля (процентная концентрация) – количество грамм растворенного вещества в 100 г раствора.

х_i – мольная доля– отношение количества моль данного компонента к общему количеству моль всех компонентов раствора.

Электролиты

Согласно теории Аррениуса электролиты при растворении диссоциируют на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы. Причина электролитической диссоциации заключается во взаимодействии молекул растворяемого вещества и растворителя.

Электролиты – химические соединения, полностью либо частично диссоциирующие на ионы в растворе.

Для характеристики полноты диссоциации электролита Аррениус ввел понятие степени диссоциации (α ) – отношение числа молекул электролита, распавшихся в растворе на ионы, к первоначальному числу его молекул в растворе. Степень диссоциации электролита в растворе зависит от его природы, концентрации, природы растворителя, температуры и присутствия посторонних электролитов.

Все электролиты условно делят на сильные, средней силы и слабые.

Сильные электролиты в растворах диссоциируют практически нацело (α ≥ 30%). К ним относятся вещества, у которых внутримолекулярные связи преимущественно электростатические (соли, сильные кислоты и основания HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, NaCl, K₂SO₄ и др.).

Слабые электролиты — вещества с преимущественно ковалентными связями (большинство органических веществ – CH₃COOH, пиридин, некоторые неорганические кислоты и основания – H₂CO₃, H₃PO₄, H₂S, NH₄OH и др.). Слабые электролиты диссоциируют частично и в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами (α < 3%).

Константа диссоциации слабого электролита

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между ионами и молекулами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение для константы равновесия.

Например, для диссоциации типичного слабого электролита – раствора

уксусной кислоты:

CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺

константа равновесия, выраженная через молярные концентрации реагентов (Ci), имеет вид:

Константа равновесия процесса диссоциации слабого электролита

называется константой диссоциации (К_Д). Величина К_Д зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, и характеризует способность данного электролита распадаться на ионы в растворе. Чем больше К_Д, тем легче и полнее диссоциирует электролит в растворе.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато, каждая из ступеней характеризуется своей константой диссоциации.

Между константой и степенью диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь: .

Это уравнение – математическое выражение закона разбавления Оствальда, который устанавливает зависимость между степенью диссоциации слабого электролита и его концентрацией.

У достаточно слабых электролитов в не слишком разбавленных растворах степень диссоциации α очень мала, а величина (1 – α) близка к единице. Поэтому для них: сα² ≈ К_Д или .

Рассмотренные закономерности позволяют вычислять константы диссоциации слабых электролитов по степени их диссоциации и наоборот.

Ионное произведение воды. рН раствора

Вода является слабым электролитом и частично диссоциирует на

ионы Н⁺ и OH^- по реакции:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

В водных растворах концентрации ионов H⁺ и OH^- связаны между собой через константу диссоциации воды:

Произведение ионов Н⁺ и OH^- является постоянной величиной для данной температуры и называется ионным произведение воды (К_w):

К_w= [Н⁺]∙[ОН^-]= К_Д∙[Н₂О] = 1∙10^-14

Ионное произведение воды, согласно закону действующих масс, является константой, не зависит от концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов и постоянно при данной температуре.

Ионное произведение воды – весьма важная величина, так как позволяет для любого водного раствора найти концентрацию ионов водорода при известной концентрации гидроксид-ионов и наоборот. В чистой воде или нейтральном растворе:

[Н⁺]=[ОН^-]= 1∙10^-7 моль/л

В кислой среде [Н⁺] > 1∙10^-7 моль/л

В щелочной среде [Н⁺] < 1∙10^-7 моль/л

Для удобства обычно пользуются не концентрациями [Н⁺] и [ОН^-], а отрицательными их логарифмами, обозначаемыми символами рН и рОН:

pH = − lg[Н⁺]; pOH = − lg[ОН^-].

Для водных растворов выполняется соотношение:

pH + pOH = 14

Тогда:

В нейтральной среде рН = 7

В кислой среде рН < 7

В щелочной среде рН > 7

Сильные электролиты

Для сильных электролитов в отличие от слабых не используют констант диссоциации.

Для оценки способности ионов к химическим реакциям в растворах сильных электролитов пользуются понятием активность, обозначаемой a.

Активностью иона называют эффективную или условную концентрацию его, соответственно которой он участвует в химических реакциях. Между активностью иона и его действительной концентрацией существует зависимость:

а = f∙С,

где f – коэффициент активности.

Коэффициенты активности ионов зависят не только от концентрации сильного электролита, но, кроме того, от концентрации всех посторонних ионов, присутствующих в растворе. Мерой электростатического взаимодействия между ионами считают так называемую ионную силу раствора I, которую вычисляют по формуле:

I = 1/2(С₁Z₁² + С₂Z₂² + С₃Z₃² + С_nZ_n²),

где C₁ , C₂ , C₃ и т.д. – концентрации различных ионов;

Z₁, Z₂ , Z₃ и т. д. заряды этих ионов.

Таким образом, ионная сила раствора равна полусумме произведений концентраций ионов (выраженных в моль/л) на квадраты их зарядов.

Вопросы для самоконтроля

1. Понятие раствора, растворителя, растворенного вещества.

2. Классификация растворов по агрегатному состоянию. Приведите соответствующие примеры.

3. Что такое разбавленные и концентрированные растворы?

4. Способы выражения состава растворов.

5. Растворы электролитов и неэлектролитов. Дайте определение и приведите примеры.

6. Что называют степенью диссоциации электролитов? Приведите примеры сильных и слабых электролитов.

7. Константа диссоциации. Какая зависимость существует между константой и степенью диссоциации электролита? Выразите ее математически.

8. Что такое активность, коэффициент активности и ионная сила раствора?

9. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.

Задания для самоконтроля

1. Дайте определение следующим понятиям:

Растворы –

Электролиты –

Сильные электролиты –

Слабые электролиты –

Неэлектролиты –

Степень диссоциации –

Водородный показатель рН –

Молярная концентрация –

Моляльная концентрация –

2. Допишите определения:

1. Константой равновесия процесса диссоциации слабого электролита называется ____________________________.

2. Гомогенные системы, состоящие из двух и более веществ, называются _____________.

3. Произведение ионов Н⁺ и ОН ^– является постоянной величиной для данной температуры и называется _______________________________.

4. Взаимодействие молекул растворителя с частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества называется _____________________.

3. Константа равновесия уксусной кислоты выражается отношением:

а) ; в) ; д) ;

б) ; г) ; е)

4. Установите соответствие:

Вещества	Название веществ
А) Сильные электролиты Б) Слабые электролиты В) Неэлектролиты	1) уксусная кислота 2) соляная кислота 3) глюкоза 4) гидроксид натрия 5) серная кислота 6) угольная кислота 7) гидроксид аммония 8) сахароза 9) азотная кислота 10) хлорид кальция 11) сероводород 12) этиловый спирт 13) гидроксид меди 14) неметаллы 15) газы 16) сульфат алюминия

5. Напишите уравнения электролитической диссоциации по ступеням следующих соединений: Н₃РО₄, NН₄ОН, Н₂СО₃, Сu(ОН)₂.Запишите выражения констант диссоциации для каждой ступени.

6. Вычислите ионную силу: а) 0,03 М раствора ВаСl₂;

б) 1 литра раствора, содержащего в 0,1 моль НСl и 0,2 моль СаСl₂.

7. Молярная концентрация раствора НСl с массовой долей 2% и плотностью 1,003 г/мл составляет:

а) 0,028 моль/л; г) 0,0055 моль/л;

б) 1,38 моль/л; д) 0,00055 моль/л;

в) 0,55 моль/л; е) 2 моль/л.

8. По мере разбавления раствора, степень диссоциации электролита:

а) увеличивается; б) уменьшается; в) не изменяется

9. Степень диссоциации 0,2 М раствора СН₃СООН с К_д = 1,82∙10^-5 равна:

а) 0,000091;

б) 0,0136;

в) 0,00954;

г) 0,0419.

10. Заполните пропуски в таблице

«Реакция среды и рН. Кислотность и щелочность растворов»

[Н+]

100

10-1

…

…

10-4

…

….

…

…

…

10-10

..

…

…

….

[ОН-]

10-14

…

…

…

…

…

10-8

…

…

…

…

…

…

…

…

среда

Сильнокислая среда

….

Слабо- щелочная среда

…

рН

…

1

…

…

…

5

…

7

…

9

……

…

…

14

11. Выберите правильные ответы:

а) рН = 5, [Н⁺] = 10^-5 М;

б) рОН =3, [Н⁺] = 10^-3 М;

в) С(НСl) = 0,001 моль/л, α=1, рН=3;

г) С (Н₂SО₄)=0,005 моль/л, рН=2;

д) рН=8, [ОН^-] =10^-8 М;

е) С(СН₃СООН)=0.01 моль/л, α=0,3 [Н⁺] = 0,01 М;

ж) С(NН₄ОН)=0,05, α=0,3 [ОН^-]=0,015 М.