Растворы

Содержание

Слайд 2

Самыми распространёнными химическими системами, с которыми мы сталкиваемся в лаборатории и

Самыми распространёнными химическими системами, с которыми мы сталкиваемся в лаборатории и

в природе, являются растворы. В лаборатории специально приготавливают растворы солей, кислот и оснований, а также других веществ, чтобы с ними было удобнее обращаться.

Вообще говоря, раствором называют однородную смесь двух или большего числа молекулярных или ионных веществ, компоненты которых неразличимы невооружённым глазом. В отличие от этого, например, компоненты бетона – песок, цемент, гравий – ясно различимы и поэтому бетон относят к смесям, а не к растворам.

Слайд 3

Более научная формулировка: Растворы могут существовать в любом агрегатном состоянии: твёрдом,

Более научная формулировка:
Растворы могут существовать в любом агрегатном состоянии: твёрдом,

жидком или газообразном, но они обязательно должны состоять из одной фазы, т.е. из одной различимой на вид системы.

растворы это взаимодействующие, однородные, равновесные системы переменного состава.

Слайд 4

МЕХАНИЗМЫ И ЭНЕРГЕТИКА РАСТВОРЕНИЯ. Всякий раствор состоит из растворённых веществ и

МЕХАНИЗМЫ И ЭНЕРГЕТИКА РАСТВОРЕНИЯ.

Всякий раствор состоит из растворённых веществ и

растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителем называют тот компонент, который находится в большем количестве.
Образование раствора идёт самопроизвольно до наступления устойчивого равновесия. Движущей силой процесса растворения является уменьшение свободной энергии Гиббса (ΔG) раствора по сравнению со свободной энергией раздельно существующих составных частей раствора.

(1)

Слайд 5

При достижении равновесия ΔG = 0. Энергетической характеристикой процесса растворения является

При достижении равновесия ΔG = 0.
Энергетической характеристикой процесса растворения является энтальпия

растворения (ΔHраств.). Растворение одних веществ в других сопровождается обычно заметным тепловым эффектом. Тепловая энергия, выделяемая при растворении 1 моля вещества с образованием 1 л раствора, называется молярной теплотой растворения.

РАСТВОРЕНИЕ ТВЁРДЫХ ТЕЛ.
При растворении твёрдых тел, например, в воде происходят два главных процесса:
разрушение кристаллической решетки твёрдого тела;
сольватация (в случае воды – гидратация) молекул твёрдого тела.
Сольватацией называется такое взаимодействие между растворяемым веществом и растворителем, которое не сопровождается явно выраженной химической реакцией.

Слайд 6

Например, 1) растворение твёрдого Al в щёлочи сопровождается химической реакцией –

Например, 1) растворение твёрдого Al в щёлочи сопровождается химической реакцией –

выделением водорода:
2 Al + 2 OH– + 2H2O → 2 AlO2– + 3H2
2) или растворение карбоната кальция в природных источниках воды
CaCO3 + H2O + CO2 → Ca2+ + 2HСО3−
тоже сопровождается химической реакцией.
Слайд 7

В то же время растворение СsBr, NaI или NH4NO3 в воде

В то же время растворение СsBr, NaI или NH4NO3 в воде

сопровождается заметным тепловым эффектом, но не химическими реакциями. Просто сильно полярные молекулы воды сольватируют или гидратируют молекулы CsBr или NaI или NH4NO3 на поверхности кристалла и переводят их в раствор, новые слои поверхности снова гидратируются и процесс растворения продолжается до насыщения раствора.

Итак, теплота растворения:
ΔHраств. = – U + ΔHсольват. (2)

(В общем случае растворителем может быть не только вода, а , скажем, жидкий NH3, HCN, C2H5OH, CH3OH, (CH3)2CO, анилин C6H5NH2, жидкая двуокись серы SO2 и другие вещества).

Слайд 8

В общем случае всегда верно это уравнение, где U – энергия

В общем случае всегда верно это уравнение, где U – энергия

решётки. Обычно, чем больше U , т.е чем больше силы взаимодействия ионов в кристалле между собой, тем больше и ΔHсольват и, следовательно, ΔHраств является разностью двух больших соизмеримых величин. Следовательно, её знак обычно трудно предсказать.
Например, при растворении 1 моля NaCl в воде происходит поглощение 5.4 кДж тепла, что обнаруживается по небольшому понижению температуры. Известно, что энергия решётки NaCl равна –770 кДж/моль, т.е. это означает, что для разложения кристалла на моль ионов Na+ и моль ионов Cl– требуется затратить 184 ккал/моль (770 кДж/моль).

Na+(г) + Cl–(г) → NaCl(кр)
U = –184 ккал/моль ( – 770 кДж/моль).

Слайд 9

Это означает, что энергия сольватации NaCl в пересчёте на 1 моль

Это означает, что энергия сольватации NaCl в пересчёте на 1 моль

ионов Na+ и 1 моль ионов Cl– должна быть равна (184 – 1.3) ккал = 182.7 ккал. Другими словами:

Na+(г) + Cl–(г + H2O → Na+ (водн.) + Cl–(водн.)
ΔHсольват = –182.7 ккал, (– 764.6 кДж).

Итак, затраты энергии при разрушении решётки велики, но велика и энергия гидратации, суммарная же теплота растворения невелика.

Слайд 10

Третий механизм растворения (помимо рассмотренных химического и сольватации) обусловлен действием дисперсионных

Третий механизм растворения (помимо рассмотренных химического и сольватации) обусловлен действием дисперсионных

сил, но энергетика и в этом случае та же. Что имеется в виду? При растворении инертных газов, например, Ar, Kr, Xe, CH4, C3H8, N2O и т.д. в воде или, скажем, в CHCl3, или в C6H6 никакой сольватации и никакого химического взаимодействия не происходит, силы взаимодействия этих молекул с молекулами растворителя (в частности воды) являются дисперсионными (т.е. достаточно слабыми), кроме того, при переходе молекул из газовой фазы в раствор резко уменьшается энтропия системы.
Слайд 11

И хотя ΔHгидрат

И хотя ΔHгидрат < 0, т.е. взаимодействие молекул неполярных газов с

водой слабо экзотермическое, происходит выделение тепла, но ΔS < 0 и в целом ΔG ≃ 0 и поэтому растворимость газов и в воде и в других растворителях весьма мала.
Слайд 12

Свойства растворов. Законы Генри, Рауля, Вант Гоффа. Прежде, чем перейти к

Свойства растворов. Законы Генри, Рауля, Вант Гоффа.

Прежде, чем перейти к рассмотрению

этих законов мы рассмотрим один вам ещё мало известный способ выражения концентрации. Все остальные: процентная, молярная, нормальная и моляльная концентрации вы уже знаете из занятий на практике и прочтёте в VII главе Общей Химии Н.Л.Глинки (1980).

Самый удобный и физически осмысленный способ выражения концентрации – это способ её выражения в мольных долях Xi.
Если раствор состоит из n компонентов, причём имеется N1 молей вещества 1, N2 молей вещества 2, N3 молей вещества 3 и т.д., то очевидно, что мольная доля, скажем, вещества 1 есть:

Слайд 13

(3) Для вещества 2: для вещества 3: И очевидно, что

(3)

Для вещества 2:

для вещества 3:

И очевидно, что

Слайд 14

поскольку: Очевидно, что мольные доли представляют собой безразмерные единицы концентрации. Рассмотрим

поскольку:

Очевидно, что мольные доли представляют собой безразмерные единицы концентрации.

Рассмотрим

равновесие между жидкостью и растворёнными в ней газами. Молекулы газа, растворённого в жидкости, способны выделяться из неё. И если скорость выделения газа из жидкости равна скорости его поступления в неё, то устанавливается равновесие и при данных температуре и давлении жидкость насыщается газом. Растворимость газа в жидкости (его мольная доля в растворе) прямо пропорциональна парциальному давлению данного газа над поверхностью жидкости Р2 и если концентрация газа в жидкости выражается через его мольную долю Х2, то закон Генри формулируется в виде:
Р2 = kгX2 (4)
Слайд 15

В котором постоянная Генри kг является мерой растворимости газа. Таблица 1.

В котором постоянная Генри kг является мерой растворимости газа.

Таблица 1. Значения

постоянной закона Генри для водных растворов некоторых газов при 25°С
Слайд 16

Растворимость газов уменьшается: при повышении температуры; при растворении в воде полярных

Растворимость газов уменьшается:
при повышении температуры;
при растворении в воде полярных

или ионных веществ – это явление объяснимо в терминах сольватации этих веществ водой. В результате сольватации часть молекул воды связывается и растворимость газа уменьшается.
Вода гораздо прочнее связывается ионными веществами, чем неполярными или слабополярными газами. Этот эффект выделения одного вещества из раствора при добавлении другого, сильно сольватируемого растворителем называется высаливанием. Этот эффект используют в практических целях, например, при изготовлении мыла.
Слайд 17

Жидкие двухкомпонентные растворы неэлектролитов. Сначала заметим, что при данной температуре давление

Жидкие двухкомпонентные растворы неэлектролитов.

Сначала заметим, что при данной температуре давление насыщенного

пара над каждой жидкостью или твёрдым телом есть величина постоянная и характерная для данного вещества. Например, при 273.15К давления паров некоторых жидкостей сильно различаются и приведены в Таблице 2 (здесь уместна притча о Тomson’e – лорде Кельвине и его учениках: Pr. Tomson cannot meet to his classes today (lasses, assess)).

Таблица 2. Давления паров некоторых веществ при 273.15 К

Слайд 18

Пусть теперь мы растворили в некотором из этих растворителей нелетучее соединение,

Пусть теперь мы растворили в некотором из этих растворителей нелетучее соединение,

например сахарозу в воде, т.е. твёрдое тело. Тогда, оказывается, как обнаружил экспериментально французский исследователь Рауль:
при растворении давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре.
Итак, если при данной Т давление паров над чистым растворителем было ро, то после растворения в нём нелетучего вещества, давление паров растворителя станет р.

Следовательно, понижение давления пара есть ро – р , а
относительное понижение есть


Слайд 19

Так вот, Рауль показал, что относительное понижение давления пара растворителя равно

Так вот, Рауль показал, что относительное понижение давления пара растворителя равно

мольной доле растворённого вещества. Напомню вам, что мы рассматриваем 2-х компонентные растворы, т.е. у нас всего 2 вещества: (1) растворитель и (2) растворённое вещество, мольная доля растворителя х1, причём х1 + х2 = 1.
Итак, закон Рауля имеет вид:

или

Отсюда:

(5)

или

(5)

Следовательно, давление паров растворителя над раствором пропорционально его мольной доле в растворе x1.

Слайд 20

Рассмотрим рисунок: Рис.1. Давление пара растворителя в зависимости от температуры.

Рассмотрим рисунок:

Рис.1. Давление пара растворителя в зависимости от температуры.

Слайд 21

Из рисунка видно, что давление паров растворителя и над чистым растворителем

Из рисунка видно, что давление паров растворителя и над чистым растворителем

и над раствором растёт при увеличении температуры. Почему? Можно объяснить это, исходя из принципа ЛеШателье. Между раствором и паром имеется равновесие, скажем для воды:
(Н2О)ж ⇄ (Н2О)пар
Причём процесс перехода жидкой воды (как и любой другой жидкости) в парообразное состояние есть процесс эндотермический. Для испарения моля жидкости надо затратить теплоту парообразования λ. Следовательно, если мы к этой равновесной системе подведём теплоту – повысим её температуру, равновесие сдвинется в сторону парообразования, т.к. система будет стараться уменьшить внешнее воздействие. Но всегда, как видно из рисунка, ро > р , причём

= const.

Слайд 22

ТОЧКА ЗАМЕРЗАНИЯ И ТОЧКА КИПЕНИЯ РАСТВОРОВ. Хорошо известно, что раствор замерзает

ТОЧКА ЗАМЕРЗАНИЯ И ТОЧКА КИПЕНИЯ РАСТВОРОВ.

Хорошо известно, что раствор замерзает при

более низкой температуре, чем чистый растворитель. Именно поэтому в районах с холодным климатом принято добавлять в воду, заливаемую в радиаторы, такие вещества, как спирт, глицерин или этиленгликоль, чтобы предотвратить её замерзание. Количественная зависимость понижения точки замерзания Δtзам имеет вид:
Δtзам = К· m (6)
Эту зависимость тоже установил Рауль:
понижение точки замерзания, вызываемое различными растворёнными веществами, взятыми в одинаковых мольных количествах, одинаково для данного растворителя.
Величина К называется моляльной константой понижения точки замерзания или криоскопической постоянной. Рассмотрим таблицу 3.
Слайд 23

Таблица 3. Криоскопические константы (К) чистых жидкостей.

Таблица 3. Криоскопические константы (К) чистых жидкостей.

Слайд 24

Пример. Рассчитать, какое количество этилового спирта С2Н5ОН следует добавить к 5л

Пример. Рассчитать, какое количество этилового спирта С2Н5ОН следует добавить к 5л

воды, чтобы предотвратить её замерзание в радиаторе автомобиля при температуре –10°С.
Δtзам = К· m, где m число молей растворённого вещества на 1000 г воды,

.

Слайд 25

Рассмотрим, что происходит при охлаждении раствора соли NaCl, скажем, 1М концентрации

Рассмотрим, что происходит при охлаждении раствора соли NaCl, скажем, 1М концентрации

(например твёрдой СО2). Оказывается, что этот раствор начинает замерзать, т.е. в нём появляется лёд при –3.4°С.
Затем по мере образования чистого льда концентрация соли в растворе растёт и точка замерзания такого раствора снова понижается. Когда половина всей воды перейдёт в лёд, концентрация соли станет 2М по NaCl и температура замерзания понизится до –6.9°С.
В дальнейшем при образовании льда концентрация раствора продолжает расти и температура замерзания понизится до –21.1°С. При этой температуре раствор становится насыщенным по отношению к соли NaCl, которая начинает выкристаллизовываться в виде твёрдой фазы NaCl·2H2O. Такая смесь называется эвтектикой.
Слайд 26

Точно такое же соотношение, как и (6) имеется для повышения температуры

Точно такое же соотношение, как и (6) имеется для повышения температуры

кипения при растворении вещества по отношению к точке кипения чистого растворителя:
Δtкип = E·m (7)
В самом деле, это можно видеть из рисунка 2. Любая чистая жидкость – растворитель (например, вода, спирт или ацетон) или раствор кипит, когда давление паров растворителя становится равным атмосферному. Из закона Рауля следует, что Т2 > T1.

Рис.2. Повышение температуры кипения раствора по отношению к чистому растворителю.

Слайд 27

Рис.3. Законы Рауля применительно к воде и водным растворам

Рис.3. Законы Рауля применительно к воде и водным растворам

Слайд 28

Осмос

Осмос

Слайд 29

Осмосом называется явление массопереноса растворителя (например, воды) через полупроницаемую мембрану (целлофановую

Осмосом называется явление массопереноса растворителя (например, воды) через полупроницаемую мембрану (целлофановую

плёнку, пергаментную бумагу, мочевой пузырь животных, воздушный пузырь рыб и другие плёнки, сквозь которые могут проходить малые молекулы, но не могут проходить большие молекулы или ионы) из разбавленного раствора в концентрированный.
В простейшем случае по одну сторону мембраны находится чистый растворитель (например, вода), а по другую – раствор. На Рис.4 изображена схема процесса осмоса – через мембрану могут проходить в обоих направлениях молекулы растворителя, в данном случае воды, но не могут переходить молекулы неэлектролита (этилового спирта, ацетона, глюкозы и т.п.). В данном случае вода, находящаяся в растворе справа (слева чистая вода), имеет меньшую активность – она «связывается» молекулами растворённого вещества и поэтому суммарный водный поток протекает слева направо.
Слайд 30

Рис.4. Осмотическое давление раствора и его измерение. Два раствора разделены полупроницаемой мембраной (изготовленной, например, из керамики).

Рис.4. Осмотическое давление раствора и его измерение. Два раствора разделены полупроницаемой

мембраной (изготовленной, например, из керамики).
Слайд 31

В результате объём раствора в правой части сосуда увеличивается, что приводит

В результате объём раствора в правой части сосуда увеличивается, что приводит

к подъёму воды в узкой трубке (но это не капилляр !) в этой правой части сосуда. При этом весь раствор справа оказывается под избыточным по отношению к атмосферному гидростатическим давлением. Оно создаётся столбом жидкости над уровнем воды в левом сосуде. Таким образом, активность воды увеличивается и в конце концов сравнивается с её активностью в левом сосуде.
В этом состоянии скорости перехода слева направо и в обратном направлении равны. И никакого избыточного потока молекул растворителя теперь нет. Это давление, таким образом, прекращает осмос и называется осмотическим давлением. Знаменитый голландский химик Вант Гофф (первый в истории лауреат Нобелевской премии) установил экспериментально, что:
Слайд 32

πV = n RT , где π – осмотическое давление, V

πV = n RT , где π – осмотическое давление, V

–объём
раствора в правой части сосуда (с учётом раствора,
находящегося в трубке);
n – число молей растворённого вещества (неэлектролита) в
этом объёме V;
T –температура.

– это есть закон Вант – Гоффа для осмотического давления. Оговоримся, что уравнение Вант-Гоффа применимо только к разбавленным растворам (при увеличении концентрации начинаются отклонения).

Слайд 33

Изучая растворы электролитов, исследователи (Аррениус, Вант-Гофф и др.) заметили, что растворы

Изучая растворы электролитов, исследователи (Аррениус, Вант-Гофф и др.) заметили, что растворы

солей, кислот и оснований проявляют коллигативные свойства, подобно растворам неэлектролитов, однако эффекты (понижение Тзам, повышение Ткип , ΔP – понижение давления пара над раствором по сравнению с давлением пара над чистым растворителем, осмотическое давление π) всегда больше.
Например, для разбавленных растворов NaCl – практически в 2 раза; для разбавленных растворов Al2(SO4)3 – практически в 5 раз; для раствора CaCl2 – практически в 3 раза и т.д.
Из этих данных следовало, что при растворении солей, кислот и оснований они диссоциируют и их ионы оказывают независимое действие, например, на понижение температуры замерзания.
Слайд 34

Рассмотрим данные по понижению Δtзам водных растворов NaCl; К = 1.86°С (молальная криоскопическая постоянная). Таблица 4.

Рассмотрим данные по понижению Δtзам водных растворов NaCl;
К = 1.86°С

(молальная криоскопическая постоянная).
Таблица 4.
Слайд 35

Из таблицы видно, что при повышении концентрации влияние NaCl на температуру

Из таблицы видно, что при повышении концентрации влияние NaCl на температуру

замерзания раствора оказывается таким, как будто соль в растворе не полностью ионизована. Действительно, в 1Мл растворе NaCl должно было бы произойти понижение t замерзания от 0°С до – 3.72 °С, если считать, что все ионы действуют независимо друг от друга.
На самом деле t зам 1Мл р-ра понижается до – 3.38°С. На первый взгляд приходится предположить, что NaCl ионизован в таком растворе на 90%. Однако, дальнейшее изучение других солей, например, MgCl2 , MgSO4, Al2(SO4)3, привело к выводу, что все эти соли ионизованы на 100 %, а отклонения свойств их растворов от идеальных, в предположении 100 % ионизации, объясняется процессом ассоциации – или образованием ионных пар. Сама диссоциация, т.е. ионизация электролита, происходит под действием молекул воды, при этом происходит гидратация:
Слайд 36

Итак, указанные отклонения свойств реальных растворов от свойств «идеальных» растворов с

Итак, указанные отклонения свойств реальных растворов от свойств «идеальных» растворов с

ионизованными на 100% электролитами объясняются взаимным притяжением находящихся в них ионов. Поэтому на температуру замерзания, или температуру кипения, или на осмотическое давление раствора NaCl влияют не 2×6.02·1023 ионов, а несколько меньшее число из-за взаимного притяжения гидратированных ионов Na+ и Cl–.
Слайд 37

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ Вант-Гоффа Чтобы описать это отклонение от идеальной 100% ионизации

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФФИЦИЕНТ Вант-Гоффа

Чтобы описать это отклонение от идеальной 100% ионизации или

электролитической диссоциации существует несколько способов. Один из них основан на использовании так называемого изотонического коэффициента, или коэффициента Вант-Гоффа. Этот коэффициент, который обозначается буквой i , был введён Вант-Гоффом для обозначения отклонения от 100% ионизации. А именно: для растворов электролитов мы должны иметь:
Слайд 38

Физический смысл изотонического коэффициента заключается в следующем: Очевидно, что для электролитов

Физический смысл изотонического коэффициента заключается в следующем:

Очевидно, что для электролитов i

> 1. Изотонические коэффициенты находят путём сопоставления величин, измеренных экспериментально для некоторого электролита: Δtзам (Δtкип), Δp, π с соответствующими величинами, рассчитанными по величине концентрации растворённого вещества:
Слайд 39

В таблице 5 приведены значения коэффициента Вант-Гоффа i для некоторых растворов,

В таблице 5 приведены значения коэффициента Вант-Гоффа i для некоторых растворов,

причём выбраны молекулы, которые диссоциируют в водном растворе на 2 частицы.

Таблица 5. Значения коэффициента Вант-Гоффа i для электролитов 1:1

Слайд 40

По существу коэффициент Вант-Гоффа указывает эффективное число ионных или молекулярных частиц,

По существу коэффициент Вант-Гоффа указывает эффективное число ионных или молекулярных частиц,

образующихся из единицы молекулярного количества растворённого вещества. Этим эффективным числом и определяются:
осмотические свойства раствора;
его температуры замерзания и кипения;
давление паров воды над ним.
Уксусная кислота СH3COOH и сероводород H2S в растворе очень мало диссоциированы и поэтому коэффициент i для них лишь немного превышает единицу.
Слайд 41

Степень диссоциации α Итак, мы видим, что различные электролиты диссоциированы по-разному.

Степень диссоциации α

Итак, мы видим, что различные электролиты диссоциированы по-разному. Количественной

характеристикой способности электролита распадаться на ионы в данном растворителе является степень диссоциации α. Она показывает, какая доля от общего количества электролита распадается на ионы. В общем случае степень диссоциации α зависит от:
природы электролита;
от природы растворителя;
от концентрации раствора;
от температуры.
Обычно степень диссоциации α определяют из измерений электропроводности. При бесконечном разбавлении степень диссоциации α становится равной 1 и вообще 0 < α ≤ 1.
Слайд 42

Таблица 6. Степени диссоциации некоторых кислот (α) в водных растворах при

Таблица 6. Степени диссоциации некоторых кислот (α) в водных растворах при

концентрации 0.001 М и при Т = 25°С.
Слайд 43

Очевидно, что между значениями i и α имеется связь. Пусть число

Очевидно, что между значениями i и α имеется связь. Пусть число

молей электролита в данном объёме раствора равно N, число ионов, образующихся при ионизации 1 молекулы электролита равно n, и степень диссоциации этого электролита в данном растворе α. Тогда, согласно определению α, число молей ионов в растворе равно n·α·N; число молей электролита, не подвергшихся диссоциации равно (N – N·α), а полное число растворённых частиц, следовательно: (N – N·α + n·α·N) .
Следовательно:

Отсюда: i = 1 – α + n·α → i - 1 = α (n – 1)

Окончательно:

Из этого выражения следует, что нужно сделать, чтобы измерить α.

Слайд 44

Итак, в растворах сильных электролитов, у которых α близка к 1,

Итак, в растворах сильных электролитов, у которых α близка к 1,

имеются гидратированные ионы и реакции в растворах – это реакции между гидратированными ионами. Например:

Na2SO4 + BaCl2 = ↓ BaSO4 + 2NaCl
H2SO4 + Ba(CH3COO)2 = ↓ BaSO4 + 2СH3COOH

Взаимодействие сводится к реакции между гидратированными ионами Ba2+(aq) и SO42−(aq).

Слайд 45

КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА К динамическому равновесию, которое устанавливается в растворе

КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА

К динамическому равновесию, которое устанавливается в растворе слабого

электролита между молекулами и ионами, применим закон действия масс и законы химического равновесия.
Рассмотрим, к примеру, диссоциацию синильной (цианистоводородной) кислоты:

HCN ⇄ H+ + CN–

Для этого равновесия имеем константу равновесия:

Слайд 46

В числителе стоят концентрации продуктов диссоциации, а в знаменателе – концентрация

В числителе стоят концентрации продуктов диссоциации, а в знаменателе – концентрация

недиссоциированных молекул. Эта величина, называемая константой диссоциации, зависит, как и α, от природы электролита и природы растворителя, а также от температуры, но не от концентрации. Чем выше Ка, тем легче электролит диссоциирует.
Многоосновные кислоты и основания двух- и более валентных атомов металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих электролитов устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация фосфорной кислоты происходит в три ступени:
Слайд 47

Равновесие (1) характеризуется константой диссоциации К1: Равновесие (2) характеризуется константой диссоциации

Равновесие (1) характеризуется константой диссоциации К1:

Равновесие (2) характеризуется константой диссоциации К2:

и,

наконец, равновесие (3) характеризуется константой диссоциации К3:
Слайд 48

Суммарное равновесие: и ему соответствует константа равновесия: (это легко проверить) Аналогичным

Суммарное равновесие:

и ему соответствует константа равновесия:

(это легко проверить)
Аналогичным

образом происходит ступенчатая диссоциация оснований многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации

:

Слайд 49

соответствуют две константы диссоциации: и при этом суммарной диссоциации : соответствует константа:

соответствуют две константы диссоциации:

и

при этом суммарной диссоциации :

соответствует константа:


Слайд 50

При ступенчатой диссоциации распад по каждой следующей ступени происходит в значительно

При ступенчатой диссоциации распад по каждой следующей ступени происходит в значительно

меньшей степени, чем по предыдущей (по 3ей меньше, чем по 2 ой, по 2ой меньше, чем по 1ой). Иначе говоря, соблюдается неравенство:

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА
Пусть мы имеем бинарный электролит, например, CuSO4 или СH3COOH, и пусть его степень диссоциации в данных условиях равна α, а концентрация равна С (моль/л). Тогда концентрация каждого из ионов будет С·α, а концентрация нераспавшихся молекул

 

Слайд 51

Тогда константа равновесия: Это уравнение выражает собой закон разбавления Оствальда. Оно

Тогда константа равновесия:

Это уравнение выражает собой закон разбавления Оствальда. Оно даёт

возможность вычислить степень диссоциации электролита α при различных его концентрациях, если известна его константа диссоциации. Если α очень мала, то есть α << 1, то :
Слайд 52

Следовательно: Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора (т.е. при уменьшении его

Следовательно:

Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора (т.е. при уменьшении его

концентрации С ). Этот вывод вытекает из природы явления диссоциации: два процесса – (1) диссоциация и (2) образование молекулы из ионов протекают одновременно в противоположных направлениях и с одинаковой скоростью при равновесии. Разбавление раствора не препятствует диссоциации, но препятствует ассоциации – из-за уменьшения вероятности столкновения двух ионов. Отсюда и следует вывод об увеличении α с разбавлением.
Слайд 53

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

Слайд 54

При обычных условиях вода тоже является слабым электролитом. Она в слабой

При обычных условиях вода тоже является слабым электролитом. Она в слабой

степени ионизована и равновесие её диссоциации описывается законом действия масс (имеется в виду равенство скоростей прямой и обратной реакций):

H2O Н+ + OH−

Константа равновесия при 25°С (298К) имеет значение:

= 1.86×10–16

Столь ничтожно малая величина константы диссоциации воды позволяет считать, что:

[H2O] = const =

=

Тогда Кд×[H2O] = 1.86×10–16⋅55.56 = 1×10–14

Слайд 55

Отсюда следует, что в чистой воде при 298 К [Н+] =

Отсюда следует, что в чистой воде при 298 К [Н+] =

[OH−] =

= 10–7 моль/л.
(Очевидно, что при любой другой температуре [Н+] = [OH−] ≠10–7 моль/л).

Введём определение. Обозначим отрицательный логарифм концентрации ионов водорода {–log[H+]} через символ рН, а отрицательный логарифм концентрации гидроксильных ионов
–lg[OH–] = pOH.

рН называют водородным показателем, а рОН – гидроксильным показателем. Очевидно, что поскольку рН непосредственно связан с концентрацией ионов водорода , его измерения чрезвычайно важны в химии и особенно в агрохимии.

Слайд 56

Также очевидно, что поскольку всегда [H]·[OH]=10–14, то рН + рОН =

Также очевидно, что поскольку всегда [H]·[OH]=10–14, то
рН + рОН

= 14.
Также очевидно, что в чистой воде рН = рОН = 7. Очевидно далее, что если [H+] > 10–7, например, 10–5 или 10–1, или 2, то
рН< 7. Рассмотрим, например, случай [H+] = 10–1, тогда – lg[H+] = +1, а если [H+] = 2, то –lg[H+] = – lg 2 = –0.301. Очевидно, что и +1 и –0.3 < 7.
Естественно, что в щелочной среде рН > 7.

Пример. Найти рОН раствора гидроксида аммония NH4OH с концентрацией [NH4OH] = 0.03 моль/л, если α- степень диссоциации NH4OH в этом растворе α= 0.013.
Решение
рОН = –lg[OH–]. Диссоциация NH4OH протекает по уравнению:

NH4OH ⇄ NH4+ + OH– (1)

Слайд 57

По определению α есть отношение числа диссоциированных молекул (или молей) NH4OH

По определению α есть отношение числа диссоциированных молекул (или молей) NH4OH

к числу растворенных молекул (молей) NH4OH. Следовательно [OH–] равна концентрации распавшейся части основания, т.е.
[OH–] = α·[NH4OH] = 0.013·0.03 = 3.9×10–4 моль/л
Отсюда pOH = 4 – lg3.9 = 4 – 0.59 = 3.41
Слайд 58

ГИДРОЛИЗ Если в водном растворе присутствуют анионы слабой кислоты (например, карбонат

ГИДРОЛИЗ

Если в водном растворе присутствуют анионы слабой кислоты (например, карбонат –

ион СО32– или ацетат ион СН3СОО–), то они должны реагировать с ионами Н+, имеющимися в воде, т.е. реагируют с водой, как с кислотой:
СО32– + Н2О ⇄ НСО3– + ОН– (11) основание 1 кислота 2 кислота 1 основание 2

Образующийся раствор обладает слабыми основными свойствами, потому что количество ионов ОН– в нём превышает количество ионов Н+.

Если же в растворе присутствуют катионы, образующие слабые основания (например, ионы NH4+ или многозарядные катионы d – металлов), то они реагируют с водой, как с основанием:

Cu2+ + Н 2О ⇄ CuOH+ + H+ (12) кислота 1 основание 2 основание 1 кислота 2

и раствор обладает кислотными свойствами.

Слайд 59

Говорят, что в этих случаях соли, а точнее ионы подвергаются гидролизу

Говорят, что в этих случаях соли, а точнее ионы подвергаются гидролизу

(в приведённых примерах ионы СО32– и Cu2+).
Итак, гидролиз это обменная химическая реакция ионов солей с водой.
Если в воде растворяют соль, содержащую указанные ионы (катион слабого основания или анион слабой кислоты, или оба таких иона), то она гидролизуется.
Глубина или степень гидролиза h, зависит от констант диссоциации (ионизации), соответственно слабой кислоты Ка, или слабого основания Кb, или их произведения. Чем меньше эти константы Ка и Кb , тем сильнее гидролизуется соль. Покажем это.
Слайд 60

Пусть мы наблюдаем гидролиз соли, содержащей анион А– слабой кислоты НА:

Пусть мы наблюдаем гидролиз соли, содержащей анион А– слабой кислоты НА:

А– + НОН ⇄ НА + ОН– (13)
Устанавливается так называемое гидролитическое равновесие (13), которое описывается соответствующей константой равновесия:

Считая, как и прежде, [H2O] практически постоянной, введём её в константу; получим новую константу, называемую константой гидролиза Кг ,

Слайд 61

Умножим это уравнение на дробь , тогда получим: (15)

Умножим это уравнение на дробь

, тогда получим:

(15)

Слайд 62

В этом случае константа гидролиза есть отношение ионного произведения воды к

В этом случае константа гидролиза есть отношение ионного произведения воды

к константе ионизации слабой кислоты.

Очевидно, что чем меньше знаменатель этой дроби, тем больше вся дробь, т.е.

есть отношение произведения концентраций продуктов реакции (13) к концентрации соли. Следовательно, если некоторая кислота НА1 имеет Ка1 меньшую, чем Ка2 для второй кислоты НА2, то соли этих кислот с одним и тем же основанием будут гидролизованы по-разному, а именно, соль кислоты (1) будет гидролизована сильнее чем соль кислоты (2).

Слайд 63

Аналогичным способом можно получить выражение для константы гидролиза соли, образованной слабым

Аналогичным способом можно получить выражение для константы гидролиза соли, образованной слабым

основанием и сильной кислотой, например:

M n+ + HOH = MOH (n-1)+ + H+

для этой реакции будем иметь:

и для подобных реакций всегда

, где Кb – константа ионизации слабого основания.

Если же соль образована и катионом и анионом слабых электролитов (т.е. кислоты и основания), то

Слайд 64

Степень гидролиза h Степень гидролиза h соли (s) по смыслу очень

Степень гидролиза h

Степень гидролиза h соли (s) по смыслу очень близка

к степени диссоциации слабого электролита α. А именно, она (h) показывает, как глубоко в данных условиях гидролизуется соль. h есть отношение числа гидролизованных молей соли к числу растворённых молей этой соли (Сs):

(16)

Как и раньше, в случае диссоциации слабого электролита, легко получить связь между константой гидролиза Кг и степенью гидролиза h. Например, в случае гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты имеем уравнение (13):

Слайд 65

А– + НОН ⇄ НА + ОН– (13) и И поскольку

А– + НОН ⇄ НА + ОН– (13)

и

И

поскольку из (13) очевидно , что [НА] = [ ОН–], то:

Пусть имеется Сs молей соли в растворе, из них h· Сs = Сг молей подверглись гидролизу, осталось негидролизованных Сs – h· Сs = Сs (1 – h) молей. Очевидно, что каждый 1 гидролизованный моль даёт 1 моль ионов ОН– и один моль молекул НА. Тогда очевидно, что

(17)

Слайд 66

В огромном числе случаев h очень мало по сравнению с 1,

В огромном числе случаев h очень мало по сравнению с 1,

поэтому (h ≪1)

Кг ≃ h2·Cs

и

Это выражение для h полностью совпадает по форме с законом разведения Оствальда для диссоциации слабых электролитов.
Если же соль образована и анионом слабой кислоты и катионом слабого основания, то тогда h уже сравнима с 1, и тогда в знаменателе уравнения (17) нельзя пренебрегать величиной h. Тогда для нахождения степени гидролиза h необходимо решать квадратное уравнение ( из уравнения 17):

где

Величины, входящие в Кг берутся из таблиц, а Cs - концентрация задана. Но очевидно, что чем более разбавлен раствор, тем больше степень гидролиза h.

Слайд 67

Пример. Найти степень гидролиза соли Zn(CH3COO)2 в растворе с концентрацией 0.05

Пример. Найти степень гидролиза соли Zn(CH3COO)2 в растворе с концентрацией 0.05

моль/л. Эта соль образована слабой кислотой – уксусной, для неё Ка = 1.8×10–5 и слабым основанием Zn(OH)2. Для него, вообще говоря, имеются две ступени диссоциации:

(2)

(1)

Нам следует учитывать только гидролиз по первой ступени, т.к. при диссоциации соли Zn(CH3COO)2 образуются ионы Zn2+, то они сразу же гидролизуются:

Zn2+ + НОН → ZnOH+ + H+

Гидролиз по второй ступени проходит значительно слабее, Это видно хотя бы из сравнения констант диссоциации:
Итак, при гидролизе имеем:

Слайд 68

Zn2+ + СН3СОО– + НОН → ZnOH+ + СН3СООН Имеем:

Zn2+ + СН3СОО– + НОН → ZnOH+ + СН3СООН

Имеем:

Слайд 69

Решение задач по теме РАСТВОРЫ

Решение задач по теме РАСТВОРЫ

Слайд 70

Задачи 1. Сколько г Ni(HCOO)2 содержится в 11л 0.3M раствора? Найти

Задачи
1. Сколько г Ni(HCOO)2 содержится в 11л 0.3M раствора? Найти его

нормальность.
2. Написать реакцию гидролиза соли NaHCO3 и рассчитать рН раствора, полученного при растворении 6.3 г соли в 2 л воды, если Ка1 = 4.45×10-7.
3.Связь между i и степенью диссоциации α. Рассчитать i в 0.02 M растворе Cr2(SO4)3, если α = 0.92.
4. Написать реакцию гидролиза соли Sr(ClO)2 и рассчитать рН раствора при растворении 14 г соли в 1 л воды, если Ка = 3×10-8.
5. Рассчитать молярность 10% раствора H2SO4, если его плотность d =1.18 г/мл, какой объём 0.268 н NaОН пойдёт на нейтрализацию 20 мл раствора серной кислоты?
Слайд 71

7. Рассчитать pOH водного раствора KH2BO3, если Сs = 0.02M и

7. Рассчитать pOH водного раствора KH2BO3, если Сs = 0.02M

и Ka1= 5.83×10−10

6. В двух стаканах приготовлены растворы 2х солей: в одном Zn(CH3COO)2, в другом ZnBr2 одинаковой концентрации, 002н. Обе соли подвергнутся гидролизу. Написать обе реакции гидролиза и определить, в каком из этих 2-х растворов степень гидролиза h будет больше и в каком из них рН будет выше?

8. Какой должна быть концентрация изопропилового спирта (i-C3H7OH) в водном растворе изотоничным (имеющим такое же осмотическое давление) c 0.2 M водным раствором KBr с кажущейся степенью диссоциации α =0.85 ?

9. Какой должна быть концентрация этанола C2H5OH в водном растворе изотоничным (имеющим такое же осмотическое давление) с 0.2 M водным раствором СaCl2 с кажущейся степенью диссоциации α = 0.75?
10. Написать реакцию гидролиза соли Ba(NO2)2 и рассчитать рН раствора при растворении 22.9 г соли в 1 л воды, если Ка =5.1×10−4 .

Слайд 72

Слайд 73

РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ

РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ

Слайд 74

1. Задача. Сколько г Ni(HCOO)2 содержится в 11л 0.3M раствора? Найти

1. Задача.
Сколько г Ni(HCOO)2 содержится в 11л 0.3M раствора? Найти его

нормальность.
В 11л 0.3М раствора содержится : 0.3× 11 = 3.3 моля соли Ni(HCOO)2.
1 моль Ni(HCOO)2 имеет молярную массу :
58.7 (Ni) + (1+12+16×2)×2 = 58.7 + 90= 148.7 г .
Следовательно, в 11 л раствора масса соли равна :
m = 148.7 × 3.3 = 490,71 г

2. Задача
Написать реакцию гидролиза соли NaHCO3 и рассчитать рН раствора, полученного при растворении 6.3 г соли в 2 л воды, если Ка1 = 4.45×10-7.

Слайд 75

Реакция гидролиза соли NaHCO3 записывается так : 1. Na+ + HCO3‒

Реакция гидролиза соли NaHCO3 записывается так :

1. Na+ + HCO3‒

+ H2O ⇄ Na+ + H2CO3 + OH‒

то есть реально происходит реакция гидролиза аниона HCO3‒ (поскольку ионы Na+ в реакции не участвуют):
(2) HCO3‒ + H2O ⇄ H2CO3 + OH‒.
Мы видим, что среда стала щелочной, т.е. рН должен быть > 7

Расчёт рН среды:
 Подсчитаем Молярную массу соли М NaHCO3 : 23 + 1 + 12 + 48 = 84г
Следовательно, 6.3г соли в растворе составляют : 6.3/84 = 0.075 моля и они растворены в 2 л воды, следовательно: концентрация соли Сs = 0.075:2= 0.0375 М
Равновесие (2) описывается константой равновесия Кравнов. , называемой константой гидролиза Кг*:

Слайд 76

Здесь поставлен верхний индекс (*), потому что далее мы перенесём концентрацию

Здесь поставлен верхний индекс (*), потому что далее мы перенесём концентрацию

[H2O] (считая её константой) из знаменателя в левую часть уравнения, как показывает стрелка, и теперь получим слева произведение Кг*∙[H2O], которое мы и назовём константой гидролиза Кг.

Заметим, что из уравнения (2) следует, что в нём справа:
[H2CO3] = [OH‒] поскольку обе эти частицы образуются в соотношении 1:1 и потому их концентрации в растворе равны.
Тогда можно написать (поскольку, хотя частицы разные, но их концентрации, т.е. числа молей в единице объёма одинаковые):

Слайд 77

Ранее при рассмотрении темы гидролиза (см. лекцию) мы получили, что Кг

Ранее при рассмотрении темы гидролиза (см. лекцию) мы получили, что

Кг = Kw/Ka1 ,
где Kw – ионное произведение воды Kw = 10‒14, а Ка1 = 4.45×10‒7
по условию задачи.

(Заметим, что в уравнении (2) участвуют две формы угольной кислоты:
H2CO3 и HCO3‒ , т.е. это формы первой ступени диссоциации угольной кислоты H2CO3 ⇄ Н+ + HCO3‒
(ведь есть ещё вторая ступень диссоциации: HCO3‒ ⇄ Н+ + СО32‒ )
Поэтому сразу находим:

[OH‒]2 = Кг · [HCO3‒] = Kw/Ka1 · [HCO3‒], и отсюда:

[OH‒] = √ Kw/Ka1 · [HCO3‒] = √ (10‒14/4.45·10‒7) · 0.0375 = 2.9·10‒5
И, следовательно, [Н+] = 10‒14 /2.9·10‒5 = (10/2.9)·10‒10 = 3.45·10‒10
и pH = 10 – lg3.45 = 9,46
Итак, мы имеем щелочную среду, в которой рН = 9.46

Слайд 78

Задача 3 Связь между изотоническим коэффициентом i и кажущейся степенью диссоциации

Задача 3
Связь между изотоническим коэффициентом i и кажущейся степенью диссоциации α.

Рассчитать i в 0.02 M растворе Cr2(SO4)3, если α = 0.92.
Молекула Cr2(SO4)3 распадается (диссоциирует) на 5 ионов, следовательно, n = 5.
По уравнению Вант-Гоффа:

т.е.: i = 1 + α(n – 1)= 1 + 0.92·4 = 4.68

Написать реакцию гидролиза соли Sr(ClO)2 и рассчитать рН раствора при растворении 14 г соли в 1 л воды, если Ка = 3×10-8.
Пишем реакцию диссоциации соли Sr(ClO)2:
(1) Sr(ClO)2 = Sr2+ + 2 ClO‒ .
В этом полученном растворе соли ионы Sr2+ не образуют слабого основания, поскольку Sr щёлочно – земельный металл, который образует сильное основание Sr(OH)2, которое полностью диссоциирует.
Но ион ClO‒ образует слабую хлорноватистую кислоту HClO с константой диссоциации Ка = 3×10-8, поэтому ион ClO‒ гидролизуется:
(2) ClO‒ + H2O ⇄ HClO + OH‒
т.е. раствор становится щелочным, т.к. в нём накапливаются ионы OH‒.

Слайд 79

Задача 4. Написать реакцию гидролиза соли Sr(ClO)2 и рассчитать рН раствора

Задача 4.
Написать реакцию гидролиза соли Sr(ClO)2 и рассчитать рН раствора

при растворении 14 г соли в 1 л воды, если Ка = 3×10-8.
Пишем реакцию диссоциации соли Sr(ClO)2:
(1) Sr(ClO)2 = Sr2+ + 2 ClO‒ .
В этом полученном растворе соли ионы Sr2+ не образуют слабого основания, поскольку Sr щёлочно – земельный металл, который образует сильное основание Sr(OH)2, которое полностью диссоциирует.
Но ион ClO‒ образует слабую хлорноватистую кислоту HClO с константой диссоциации Ка = 3×10-8, поэтому ион ClO‒ гидролизуется:
(2) ClO‒ + H2O ⇄ HClO + OH‒
т.е. раствор становится щелочным, т.к. в нём накапливаются ионы OH‒.
Слайд 80

По аналогии с соображениями, приведёнными в задаче 2, можем записать: (3)

По аналогии с соображениями, приведёнными в задаче 2, можем записать:
(3)

[OH‒]2 = Кг · [ClO‒] = Kw/Ka · [ClO‒]

Здесь: [ClO‒] ‒ концентрация ионов ClO‒, образовавшихся в растворе соли Sr(ClO)2 в результате её диссоциации по ур. (1) и из этого уравнения

следует, что [ClO‒] = 2[Sr(ClO)2], т.к. из 1 моля соли Sr(ClO)2 образуется 2 моля ионов ClO‒ (по уравнению (1) См. выделение жёлтым цветом).
Рассчитаем концентрацию соли [Sr(ClO)2] в растворе по данным задачи: 14 г соли в 1 л воды.
Масса 1 моля Sr(ClO)2 равна 87.6 + 2(35.5 + 16) =87.6 + 103 = 190.6
Следовательно, концентрация соли равна 14/190,6 = 0,0734 моль/л, а [ClO‒] = 2· 0.0734 =0,147 Моль/л
Далее, по уравнению (3):

Слайд 81

[OH‒] = √(10‒14/3·10‒8)· 0,147 = 2.21·10‒4 ; Следовательно [H+] = 10‒14

[OH‒] = √(10‒14/3·10‒8)· 0,147 = 2.21·10‒4 ;

Следовательно [H+] = 10‒14 /2.21·10‒4

= 4.52·10‒11 и наконец
pH = ‒lg[H+] = 11 – 0.655 = 10.345. Среда щелочная.
Слайд 82

Задача 5 Рассчитать молярность 10% раствора H2SO4, если его плотность d

Задача 5
Рассчитать молярность 10% раствора H2SO4, если его плотность d =1.18

г/мл, какой объём 0.00268 н NaОН пойдёт на нейтрализацию 20 мл данного раствора серной кислоты?
Решение
Итак, 10% раствор H2SO4 имеет d = 1.18 г/мл; Следовательно, 1000 мл = 1л раствора имеет массу 1180 г. и 10% от этой массы приходится на H2SO4, т.е. 118 г. Молярная масса H2SO4 равна 98 г, следовательно в 1 л этого раствора содержится : 118/98 = 1,204 моля H2SO4 или
2×1,204 = 2,408 эквивалента H2SO4, или 0.0024 экв. в 1 мл этого раствора. Поэтому раствор H2SO4 является 1.204 М и 2.408 н.
Вторая часть задачи.
Все вещества реагируют в эквивалентных соотношениях, следовательно, число эквивалентов H2SO4, содержащихся в 20 мл её раствора, обязано равняться числу эквивалентов 0.00268 н NaОН, содержащихся в объёме Х мл.
Составим равенство 0.00268 · Х мл = 0.0024 · 20 мл ;
Следовательно: Х = (0.0024 × 20)/ 0.00268 = 17,9 мл
Слайд 83

Задача 6 Какой должна быть концентрация изопропилового спирта (i-C3H7OH) в водном

Задача 6
Какой должна быть концентрация изопропилового спирта (i-C3H7OH) в водном растворе

изотоничным (имеющим такое же осмотическое давление) c 0.2 M водным раствором KBr с кажущейся степенью диссоциации α =0.85 ?

Решение
По закону Вант-Гоффа осмотическое давление π раствора неэлектролита (в нашем случае спирта i-C3H7OH) равно:

π = СM RT

Здесь СМ – молярная концентрация этого раствора.
Для раствора электролита этот закон имеет вид:
π = i СM*RT , где i-изотонический коэффициент
Поскольку наши изотонические растворы оба имеют разные концентрации, но одно и то же осмотическое давление, концентрацию раствора электролита обозначим См*.
Очевидно: СM = i СM*.

Слайд 84

Найдём i , воспользовавшись уравнением, связывающим i и α: где n

Найдём i , воспользовавшись уравнением, связывающим i и α:

где n

- число ионов, на которые распадается молекула соли в растворе, у нас n = 2 (KBr)
Следовательно n – 1 = 1 и i = α +1 = 0.85 + 1 = 1.85. Отсюда следует, что
СM = iСM* = 1.85 · 0.2 M = 0.37М
Ответ: концентрация изопропилового спирта должна быть 0.37М.
Слайд 85

Решение задач дома по задачнику Н.Л. Глинки Глава VI. РАСТВОРЫ №№

Решение задач дома по задачнику Н.Л. Глинки
Глава VI. РАСТВОРЫ
№№ :

397, 398, 400, 401, 404, 406, 407, 411, 414, 415, 416, 418, 421, 428, 429, 431, 440, 444, 445, 446
464, 468, 474, 480, 490, 493, 498, 499
516, 517, 518, 522, 525
А также нерешённые мной задачи из списка 10 задач, приведённых выше на стр.1
Слайд 86

Задача 6 В двух стаканах приготовлены водные растворы 2х солей: в

Задача 6
В двух стаканах приготовлены водные растворы 2х солей: в одном


Zn(CH3COO)2, в другом ZnBr2 одинаковой концентрации, 0.04н (0.02М)
Обе соли подвергнутся гидролизу. Написать обе реакции гидролиза и
определить, в каком из этих 2-х растворов степень гидролиза h будет
больше и в каком из них рН будет выше?
Сначала вернёмся к лекции РАСТВОРЫ (слайд 64 Степень гидролиза h)
И рассмотрим понятие степень гидролиза h

Найдём степень гидролиза соли Zn(CH3COO)2 в растворе с концентрацией 0.02 н. Эта соль образована слабой кислотой – уксусной, для неё Ка = 1.8×10–5 и слабым основанием Zn(OH)2. Для него имеются две ступени диссоциации:

(2)

(1)

Решение

Слайд 87

Нам следует учитывать только гидролиз по первой ступени, т.к. при диссоциации

Нам следует учитывать только гидролиз по первой ступени, т.к. при диссоциации

соли Zn(CH3COO)2 образуются ионы Zn2+, то они сразу же гидролизуются:

Zn2+ + НОН → ZnOH+ + H+

Гидролиз по второй ступени проходит значительно слабее, Это видно хотя бы из сравнения констант диссоциации (см. реакции
(1) и (2) на предыдущем слайде. Из них видно, что диссоциация по второй ступени более чем в 10000 раз слабее, чем по первой).
Итак, при гидролизе имеем:

Zn2+ + СН3СОО– + НОН → ZnOH+ + СН3СООН

Имеем:

Слайд 88

Найдём теперь степень гидролиза соли ZnBr2 в растворе с концентрацией 0.04

Найдём теперь степень гидролиза соли ZnBr2 в растворе с концентрацией 0.04

н (0.02 M). Эта соль образована сильной кислотой – HBr, и слабым основанием Zn(OH)2. Для него имеются две ступени диссоциации, но как говорилось выше следует учитывать только гидролиз по 1 ступени:
Zn2+ + НОН → ZnOH+ + H+
а по второй он протекает в ничтожной степени.

В огромном числе подобных случаев h очень мало по сравнению с 1, поэтому (h ≪1)

Кг ≃ h2·Cs

и

или h = 95%

Слайд 89

Теперь Получим в результате h = 0,018, т.е. h = 1.8%

Теперь

Получим в результате h = 0,018, т.е. h = 1.8%


Задача 7. Рассчитать pOH водного раствора KH2BO3, если Сs = 0.02M
и Ka1= 5.83×10−10

Пишем реакцию гидролиза этой кислой соли, содержащей слабую ортоборную кислоту H3BO3, диссоциирующую по первой ступени по уравнению:

Очевидно, что соль Zn(CH3COO)2 гидролизовалась практически
полностью (на 95%) и реакция раствора должна быть близкой к 7, т.к.
образовавшиеся ионы H+ и OH- нейтрализуют друг друга. А соль
ZnBr2 при гидролизе на 1.8% образует ионы H+ и раствор становится
слегка кислым; следовательно , его рН <7.

Слайд 90

Гидролизу подвергается ион H2BO3‒ по реакции: H2BO3‒ + HOH ⇄ H3BO3

Гидролизу подвергается ион H2BO3‒ по реакции:
H2BO3‒ + HOH ⇄ H3BO3 +

OH‒

По аналогии с соображениями, приведёнными в задаче 2, можем записать:
[OH‒]2 = Кг· [H2BO3‒ ] = Kw/Ka1 · [H2BO3‒ ]

Отсюда следует :[OH]2 = (Kw/Ka1) ·Cs = 10‒14 / 5.83×10−10 =
1·10-4/5.83 = 1.72·10-5
Далее: [OH‒] = √17.2·10-6 = 4.15·10‒3
Находим pOH:
pOH = -lg[OH‒] = -lg4.15·10‒3 = 3 -0,62 =2.38
и, наконец, рН = 14 – 2.38 = 11.62

Слайд 91

Задача № 8 Какой водный раствор быстрей замёрзнет 0.1 m1 раствор

Задача № 8 Какой водный раствор быстрей замёрзнет 0.1 m1 раствор

глюкозы или 0.024 m2 раствор Fe2(SO4)3 ? Считать, что кажущаяся степень диссоциации Fe2(SO4)3 α = 0.92. Криоскопическая постоянная воды K = 1.86 (oC/моль/кг).
Согласно второму следствию закона Рауля понижение ΔТ замерзания раствора пропорционально его молальности:
ΔTзам = K∙ m1, где m1 ‒ молальность раствора (число молей растворённого вещества на 1 кг растворителя).
Для раствора электролита закон выглядит так : ΔTзам = i K∙ m2,
где i ‒ изотонический коэффициент Вант-Гоффа
m1 и m2 – молальности естественно различны.
Для раствора Fe2(SO4)3 надо рассчитать коэффициент i по формуле Вант-Гоффа: α = (i - 1)/(n - 1). Для соли Fe2(SO4)3
n = 5 → отсюда n -1 = 4. Сл-но : 4 α = i – 1 и i = 1 + 4α
Следовательно i = 1 + 4·0.92 = 4,68
Рассчитываем ΔTзам р-ра спирта и ΔTзам р-ра соли
ΔTзам р-ра спирта = 1.86· 0.1 = 0.186 оС
ΔTзам р-ра соли = 1.86·0.024·4.68 = 0,209оС
Следовательно, раствор спирта замёрзнет первым при –0.186оС, а раствор соли замёрзнет чуть позже при ‒0,209оС
Слайд 92

Задача № 8 Какой водный раствор быстрей закипит 0.3 m1 раствор

Задача № 8 Какой водный раствор быстрей закипит 0.3 m1
раствор

сахарозы или 0.08 m2 раствор AlCl3 ?
Считать, что кажущаяся степень диссоциации AlCl3 α = 0.90.
Эбуллиоскопическая постоянная воды Е = 0.52 oC.

Имеем 2 раствора : раствор 1 (неэлектролита – сахарозы) и раствор 2
(соли AlCl3)
m2,сахар.= 0.3 моль/кг и m2, AlCl3 = 0.08 моль/кг
эбуллиоскопическая постоянная воды Е = 0.52оС
Считаем повышения ΔТ кипения для двух растворов:
ΔТ кип.1 = 0.52·0.3 = 0,156оС
Для раствора соли ΔТ кип.2 = i · 0.52·0.08
Рассчитаем i по уравнению Вант-Гоффа:
α = (i – 1) / (n – 1); у нас n = 4; поэтому n -1 = 3 и
i = 1 + 3 α = 1 + 3·0.90 = 3.7
Тогда: ΔТкип.2 = 0.52·0.08·3.7 = 0,154 оС
Очевидно, что ΔТ кип.1 = 0,156оС почти не отличается от ΔТкип.2 = 0,154 оС,
но всё же несколько больше: раствор сахарозы кипит всё же при
немного более высокой Т. чем раствор соли AlCl3

Решение

Слайд 93

Задача (Глинка) В каком объёме 1М раствора и в каком объёме

Задача (Глинка)
В каком объёме 1М раствора и в каком объёме 1н

раствора содержится
114 г Al2(SO4)3 ?

Для начала подсчитаем молярную массу Al2(SO4)3 .
МAl2(SO4)3 = 27 ⋅2 + (32 +4⋅16)·3 = 342 и очевидно, что 1 моль Al2(SO4)3 содержит 6 эквивалентов (напомню, что эквивалентом вещества называется такое его весовое количество, которое реагирует (вытесняет, соединяется и т.п.) с 1 весовой частью водорода. Поскольку ион Al3+ имеет заряд +3, он эквивалентен 3 ионам Н+ . В соли Al2(SO4)3 содержится 2 иона Al3+ . Поэтому 1 моль соли эквивалентен 6 молям иона Н+ .
По определению 1 л 1М раствора Al2(SO4)3 содержит 342 г соли, следовательно 114 г Al2(SO4)3 содержатся в 333 мл.
По определению 1 л 1н раствора Al2(SO4)3 содержит 342/6 = 57 г соли,
следовательно 114 г Al2(SO4)3 содержатся в 2л раствора.

Решение

Слайд 94

Задача № 402 (Глинка) К 500 мл 32% - ной (по

Задача № 402 (Глинка)

К 500 мл 32% - ной (по массе

) HNO3 (ρ = 1,20 г/мл) прибавили 1 л воды. Чему равна массовая доля HNO3 в полученном растворе?
Найдём массу 500 мл исходной кислоты HNO3 .
M = 500 мл × 1,20 г/мл = 600 г. Из них 600⋅0.32 = 192 г приходится на 100% ‒ ную HNO3 . После прибавления 1 л воды к 500 мл исходной кислоты масса раствора стала 1000 + 600 = 1600 г. Массовая доля (процентное содержание ) HNO3 стало равным
Х = (192×100)/1600 = 12%

Решение

Слайд 95

Для нейтрализации 20 мл 0.1н раствора кислоты потребовалось 8 мл раствора

Для нейтрализации 20 мл 0.1н раствора кислоты потребовалось 8 мл
раствора

NaOH. Сколько граммов NaOH содержит 1 л этого раствора?

Задача № 442 (Глинка)

Решение

Вещества всегда реагируют в эквивалентном соотношении – это закон эквивалентов.
В 20 мл 0.1 н раствора кислоты (любой !!! ) содержится
(20 × 0.1)/1000 эквивалентов. Это следует из определения нормальности раствора: нормальностью раствора называется число эквивалентов в 1л = 1000 мл раствора, отсюда - в 20 мл содержится (20 × 0.1)/1000 эквивалентов.
Такое же количество эквивалентов щёлочи NaOH пошло на титрование (нейтрализацию) этой кислоты:
Следовательно (8 мл × Cн )/1000 = (20 × 0.1)/1000
Отсюда: 8 мл × Cн = 20 × 0.1 и Cн = 2/8 = 0,25н
1 эквивалент NaOH = 1 молю = 40 г. Отсюда количество г NaOH в 1 л 0.25н раствора равно 40×0,25 = 10г

- Предыдущая
Семейное чтение
Следующая -
Лицей в жизни и творческой биографии Александра Сергеевича Пушкина (Урок литературы. 6 класс)

Похожие презентации

Йод. Положение в периодической системе
Композиты. Полимерные композиционные материалы
Углерод. Металлы. 9 класс
Термодинамические возможности получения меди с применением программного комплекса АСТРА-4
Презентация по Химии "мінеральні добрива." - скачать смотреть бесплатно_
Етанол (етиловий спирт, винний спирт)
Органічні сполуки в побуті Виконав Учень 11-Т класу ЗОШ №1 Новак Сергій
Производство серной кислоты
Изучение адсорбции аминокислот на поверхности гидроксилапатита при варьировании рН
Radiation dosimetry
Строение атома
Общенаучные методы исследований
Закономерности адсорбции ионов и адагуляции коллоидных частиц. Самосборка на поверхности. (Лекция 9)
Строение атома. Движение электрона в атоме
КИСЛОРОД
Пластмаси, синтетичні каучуки, гума, штучні й синтетичні волокна Робота учениці 11 – А класу Каплун Ірини
Кислотность и основность рганических соединений. Инфракрасная спектроскопия
Изомерия. Типы изомерии
Презентация по Химии "Органическая химия" - скачать смотреть бесплатно
Алкины. Способы получения
Уголь. Виды угля
Щелочные металлы
Обмен липидов
Композиционные материалы – материалы будущего
Методы экстрагирования ЛРС и оборудование
Alkanes. A “family” of hydrocarbons
Презентация тест по химии
Презентация по Химии "Медь." - скачать смотреть бесплатно
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть