Розчини та їх властивості

Дисперсна фаза - частина дисперсної системи, яка рівномірно розподілена в об’ємі іншої, ступінь диспергованості розчину. Теорії розчинів. Поняття розчинності та її вимірювання для газів, рідин, твердих речовин. Осмотичний тиск. Електролітична дисоціація.

Рубрика Химия
Вид лекция
Язык украинский
Дата добавления 12.12.2011
Размер файла 295,3 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Розчини

Дисперсні системи

Система, в якій одна речовина у вигляді дуже дрібних часточок розподілена в об'ємі іншої, називається дисперсною. При цьому розрізняють два поняття: дисперсна фаза та дисперсійне середовище. Дисперсна фаза - це диспергована речовина, тобто та частина дисперсної системи, яка рівномірно розподілена в об'ємі іншої. Середовище, в якому рівномірно розподілена дисперсна фаза, називається дисперсійним середовищем. Наприклад, розчин цукру воді - це дисперсна система, в якій цукор є дисперсною фазою, а вода - дисперсійним середовищем.

За ступенем дисперсності, тобто залежно від розмірів часточок дисперсної фази дисперсні системи поділяються на грубодисперсні (мікрогетерогенні, в яких частинки мають розмір більший, ніж 1 мкм (1 мкм = 110-4 см) і тонкодисперсні (ультрамікрогетерогенні), в яких величина часток дисперсної фази 0,1-1 мкм.

До грубодисперсних систем належать суспензії і емульсії. Суспензія - це система, в якій дисперсною фазою є тверда речовина, а дисперсійним середовищем - рідина. Наприклад, суспензією буде система, що утворюється при збовтуванні глини, крейди у воді. Емульсія - це дисперсна система, що складається з двох практично взаємно нерозчинних фаз, в яких і дисперсна фаза, і дисперсне середовище - це рідини. Прикладом емульсії є молоко, в якому дисперсною фазою є краплини жиру. Тонкодисперсні (ультрамікрогетерогенні) системи називаються колоїдними розчинами.

В разі, коли речовина (дисперсна фаза) диспергована до розмірів молекул або іонів (менше 0,01 мкм), утворюється гомогенна система - істинний розчин або просто розчин. У розчинах між диспергованою речовиною і дисперсійним середовищем (розчинником) немає поверхні розділу, тому розчин є гомогенною системою. Отже, розчин - гомогенна термодинамічна система змінного складу, яка складається із двох і більше компонентів. Залежно від агрегатного стану розчиненої речовини і розчинника (дисперсійного середовища) розчини бувають газоподібні, тверді і рідкі.

Газоподібний розчин уявляє собою суміш газів.

Гомогенні тверді розчини можуть утворювати солі, метали, оксиди. Відомі тверді розчини двох типів: заміщення і вкорінення. Тверді розчини заміщення утворюються при кристалізації двох розплавів, якщо компоненти мають однотипну кристалічну решітку, а частинки компонентів - близькі розміри. Наприклад, KCl i KBr, Ag i Au, Si i Ge, K2SO4 i K2SeO4. Тверді розчини вкорінення утворюються шляхом вкорінення атомів, іонів або молекул однієї речовини у пустоти кристалічної решітки іншої речовини.

Рідкі розчини утворюються при розчиненні газоподібних, рідких або твердих речовин у рідкому дисперсійному середовищі. Найчастіше розчинником є рідина, зокрема вода.

Незалежно від розчиненої речовини, розчинником вважають той компонент розчину, який має такий агрегатний стан, як і одержаний розчин. Якщо мова йде про розчинення газу у газі, рідини у рідині або про тверді розчини, то розчинником прийнято вважати той компонент, якого більше.

Теорії розчинів

Фізична теорія розчинів, основоположником якої були Я. Вант-Гофф і С. Ареніус, розглядає процес розчинення як простий розподіл (диспергування) однієї речовини у всьому об'ємі іншої, а, отже, властивості розчинів мають залежати лише від концентрації речовини. Згідно з фізичною теорією розчинник - це індиферентне середовище, в якому хаотично розподілені частинки розчиненої речовини.

Згідно з хімічною теорією розчинів Д.І. Менделєєва між компонентами розчину відбувається хімічна взаємодія. У своїх працях Д.І. Менделєєв показав, що в розчині є сполуки, які утворюються при взаємодії молекул розчиненої речовини і розчинника. Такі сполуки навиваються сольватами (гідратами), а процес їх утворення - сольватацією (гідратацією). Термін «гідрати», «гідратація», використовують, коли розчинником є вода. Утворення сольватів (гідратів) підтверджується виділенням сполук у вигляді кристалосольватів (кристалогідратів). Наприклад: CuSO45H2O, Na2CO310H2O. На утворення сольватів (гідратів) вказують також зміна забарвлення розчину, наприклад при розчиненні білого CuSO4 утворюється синій розчин, голубого CoCl2 - рожевий.

Внаслідок процесу сольватації (гідратації) розчинення речовин супроводиться тепловим ефектом. Кількість теплоти, яка виділяється при розчиненні 1 моля речовини, називають теплотою розчинення. Тепловий ефект розчинення (екзо - чи ендотермічний) залежить від двох величин: енергії кристалічної решітки речовини і енергії взаємодії молекул розчиненої речовини з молекулами розчинника (енергія сольватації). В процесі розчинення молекули розчинника спочатку руйнують кристалічну решітку розчинюваної речовини (при цьому затрачується енергія, рівна по величині енергії кристалічної решітки, але протилежна за знаком), а потім проходить сольватація іонів (при цьому енергія виділяється). Позначимо енергію кристалічної решітки Н1, а енергію сольватації Н2. Тоді теплота розчинення H0 = H2-H1, при цьому якщо H H1, то розчинення супроводжується виділенням тепла, і, навпаки, у випадку коли H2  H1, розчинення проходить з поглинанням тепла.

Сучасна теорія розчинення є поєднанням фізичної і хімічної теорій розчинів, її основи були закладені І.О. Каблуковим і В.О.Кістяківським.

Розчинність речовин

Властивість речовин розчинятися у деякому розчиннику називається розчинністю. Кількісно розчинність визначається вмістом речовини у насиченому розчині при певних умовах. Найчастіше розчинність визначають кількістю грамів речовини, розчиненої в 100 г. розчинника. Насичені розчини характеризуються динамічною рівновагою (при сталій температурі) між кристалічною речовиною і речовиною у розчині: нерозчинена речовина розчинена речовина у розчині (Т = const). Отже, насичений розчин - це розчин, у якому досягнута межа розчинності при даних зовнішніх умовах (температура, тиск). Якщо розчин містить менше речовини, ніж потрібно для насичення, то такий розчин називають ненасиченим. Деякі речовини можуть утворювати пересичені розчини, тобто такі, які при певній температурі містять більше розчиненої речовини, ніж її потрібно для насичення.

Розчини газів

Розчинність газів у рідині залежить від тиску і температури. Крім того, треба враховувати природу і газу і можливість утворення сполук при взаємодії газу з розчинником. Наприклад, за однакових умов (тиск, температура) розчинність аміаку (NH3) і азоту (N2) неоднакова. Аміак енергійно взаємодіє з водою (NH32О = NH4ОН), тоді як молекулярний азот (N2) з водою не взаємодіє, тому при кімнатній температурі в одному об'ємі води розчиняється близько 700 об'ємів аміаку і лише 0,02 об'єму азоту. Залежність розчинності газу від його тиску виражається законом Генрі-Дальтона: розчинність газу при сталій температурі в рідині прямо пропорційна його парціальному тиску: m = kp, де m - маса газу, що розчиняється в 1 л розчинника, p - тиск газу (або його парціальний тиск у випадку суміші газів), k - коефіцієнт, який залежить від природи компонентів розчину. Розчинність газів при сталому тиску зменшується з підвищенням температури у відповідності з рівнянням lg m = a-, де Т - температура, a i b - сталі величини.

Розчини рідин

Змішування двох рідин може відбуватися по-різному. Так, деякі рідини розчиняються одна в одній в будь-яких масових або об'ємних співвідношеннях, наприклад, етиловий спирт і вода, гліцерин і вода, бензол і гексан. Але найчастіше зустрічаються випадки обмеженої взаємної розчинності рідин при даній температурі. З підвищенням температури взаємна розчинність рідин збільшується. Температура, при якій обмежена розчинність переходить у необмежену, називається критичною температурою. Іноді необмежена взаємна розчинність настає не при підвищенні температури двофазної системи, а, навпаки, при її зниженні.

Цікавим є випадок одночасного розчинення речовини (третього компоненту) в двох розчинниках, які перебувають у контакті, але не змішуються між собою. При сталій температурі незалежно від кількості внесеної речовини, відношення концентрації цієї речовини між двома розчинниками, що не змішується, є величиною сталою (законрозподілу):  = Крозподілу, де С1 і С2 - концентрація речовини в першому і другому розчинниках, що не змішуються; Крозподілу - коефіцієнт розподілу. Закон розподілу лежить в основі концентрування і очищення речовин методом екстракції.

Розчини твердих речовин

Розчинність твердих речовин у тому самому розчиннику зі зміною температури може змінюватися у широких межах. При підвищенні температури розчинність більшості твердих речовин збільшується. Проте для деяких речовин вона може зменшуватися або не змінюватися. На основі кривих розчинності (тобто графічного виразу залежності розчинності речовини від температури) можна робити висновок про доцільність їх очистки від домішок так званим методом перекристалізації. Цей метод використовують у випадку, коли розчинність солі різко зростає з підвищенням температури (наприклад, KNO3).

Способи вираження концентрації розчинів

Найчастіше використовують наступні способи вираження вмісту розчиненої речовини в розчині:

Процентна концентрація: ?100%. Показує число г речовини в 100 г. розчину.

В частках розчиненої речовини в розчині: масова частка  = ; об'ємна частка  = ; мольна частка =  (n1 - кількість моль розчиненої речовини, n2 - кількість моль розчинника).

Молярна концентрація СМ =  (моль/л). Показує число моль розчиненої речовини в 1 л розчину. Часто для позначення молярної концентрації розчину використовують літеру М. Наприклад, 0,1 М розчин H2SO4 означає, що в 1 л розчину є 0,1 моль H2SO4, що відповідає 9,8 г H2SO4.

Нормальна концентрація СN =  (екв/л). Показує число еквівалентів розчиненої речовини в 1 л розчину. Часто для позначення нормальної концентрації розчину використовують літеру н. Наприклад, 0,1 н розчин H2SO4 означає, що в 1 л розчину міститься 0,1 еквівалента H2SO4, що відповідає 4,9 г H2SO4. Розчинені речовини взаємодіють між собою в об'ємних співвідношеннях, обернено пропорційних їх нормальній концентрації: або V1СN1=V2СN2 (наслідок із закону еквівалентів, згідно з яким речовини взаємодіють між собою в кількостях, пропорційних їх еквівалентам). Особливістю еквінормальних розчинів є те, що їх рівні об'єми взаємодіють без залишку.

Моляльна концентрація (m) - кількість моль розчиненої речовини в 1 кг розчинника.

Титр (Т) визначається кількістю грамів розчиненої речовини в 1 мл розчину.

Розчини неелектролітів

Внаслідок того, що в розведених розчинах відсутні сили взаємодії між молекулами розчиненої речовини, такі розчини наближено розглядають як «ідеальні» системи. Властивості розчинів, які залежать лише від їх концентрації, і не залежать від природи розчиненої речовини називаються колігативними.

Осмос

Схема приладу для визначення осмотичного тиску

Якщо розчин і розчинник розділити напівпроникною перегородкою (мембраною 1 на рис. 7), через яку проходять молекули розчинника і не проходять молекули розчиненої речовини, то настає одностороння дифузія молекул розчинника через мембрану. Процес односторонньої дифузії молекул через напівпроникну перегородку називається осмосом, а тиск, який потрібно прикласти до перегородки, що припинити осмос, називається осмотичним тиском. Динамічна рівновага (стан, при якому кількість молекул розчинника, що проходять через мембрану в обох напрямках за одиницю часу стає однаковою), встановлюється лише тоді, коли осмотичний тиск розчину врівноважений висотою стовпа рідини у трубці (висота h на рис. 7)

У 1886 році Вант-Гофф показав, що осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тиску, який чинила би розчинена речовина, якби вона при даній температурі перебувала в газоподібному стані і займала об'єм, що дорівнює об'єму розчину. Це і є закон осмотичного тиску: росм. = RT, де n - число моль розчиненої речовини; V - об'єм розчину; R - універсальна газова стала; T - температура. Оскільки молярна концентрація СМ = , то росм. = СМRT, тобто осмотичний тиск розбавленого розчину прямо пропорційний його молярній концентрації і температурі. За рівнянням осмотичного тиску можна обчислити молекулярні маси М розчинених речовин. Оскільки CМ =  (m - маса розчиненої речовини в грамах, що міститься в 1 л розчину), то росм. = RT, звідки .

Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними.

Тиск пари розчинів

Розчинена речовина утруднює випаровування молекул розчинника внаслідок взаємодії молекул розчиненої речовини і розчинника, тому при сталій температурі тиск пари над розчином нелеткої речовини менший, ніж над розчинником. Отже, крива тиску пари над розчином буде лежати нижче від кривої тиску пари чистого розчинника (рис. 8).

Криві тиску пари чистої води і розчину

Залежність зниження тиску пари розчинів від їхньої концентрації виражається першим законом Рауля (1887 р.): відносне пониження тиску насиченої пари над розчином прямо пропорційне мольній частці розчиненої речовини: =, де р0 - тиск пари чистого розчинника; р - тиск пари розчину; n1 - кількість моль розчиненої речовини, n2 - кількість моль розчинника. Позначивши р0-р = р, одержуємо: р р0. Якщо у рівняння замість n1 поставити величину (m - маса розчиненої речовини в 1 л розчину, М - молярна маса розчиненої речовини), то для дуже розведених розчинів (n1 набагато менше від n2) маємо: р р0 і М = .

Температура кипіння і температура замерзання розчинів

Температура кипіння і температура замерзання розчинів залежить від тиску пари розчинів. Пониження тиску пари розчину спричиняє підвищення температури кипіння або пониження температури замерзання розчину порівняно з відповідними температурами для чистого розчинника. Рауль показав, що підвищення температури кипіння (tкип.) або зниження температури замерзання (tзам.) розчину прямо пропорційне моляльній концентрації розчиненої речовини (другий закон Рауля):tкип =.Em; tзам. = Km, де m - моляльна концентрація розчину (число моль розчиненої речовини в 1000 г. розчинника; E і K - коефіцієнти пропорційності, які називаються ебуліоскопічною константою (Е) та кріоскопічною константою (К). При m = 1 tкип =.E; tзам. = K. Отже, ебуліоскопічна і кріоскопічна константи показують відповідно підвищення температури кипіння або пониження температури замерзання одномоляльного розчину порівняно з температурами кипіння і замерзання чистого розчинника. Якщо відомі експериментальні значення tкип і tзам., то на основі другого закону Рауля можна визначити молярну масу розчиненої речовини: так як m =  (g - маса розчиненої речовини в г; G - маса розчинника; M - молярна маса розчиненої речовини), то tкип =.E.

Розчини електролітів

Серед речовин розрізняють електроліти та неелектроліти. Електролітами називають речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм. Розчини і розплави неелектролітів електричний струм не проводять. Носіями електричного струму в розчинах (розплавах) електролітів є іони. Тому електролітами є речовини, молекули яких в розчині або розплаві дисоціюють (розпадаються) на іони. Якщо замість розчинів неелектролітів візьмемо розчини електролітів тієї ж концентрації, то для останніх спостерігаються істотні відхилення від законів Рауля та Вант-Гоффа. Експериментальні значення величин р, росм., tкип, tзам. для розчинів електролітів більші за теоретично обчислені за відповідними законами Рауля і Вант-Гоффа. Тому для оцінки міри відхилення розчинів електролітів від розбавлених розчинів неелектролітів Вант-Гофф запропонував ввести так званий поправочний, або ізотонічний коефіцієнт (і), який є відношенням відповідних експериментальних значень величин до теоретично обчислених: і =  =  =  = . Ізотонічний коефіцієнт і > 1. Відхилення властивостей розчинів електролітів від законів, що описують властивості розчинів неелектролітів, є наслідком дисоціації електролітів на їх складові частинки.

Теорія електролітичної дисоціації

Основні положення теорії електролітичної дисоціації, сформульовані СвантеАрреніусом, наступні:

Електроліти при розчиненні або в розплаві дисоціюють на іони.

При проходженні електричного струму через розчин або розплав електроліту спостерігається напрямлений рух іонів: позитивно заряджені іони (катіони) рухаються до катоду; негативно заряджені іони (аніони) рухаються до аноду.

Процес дисоціації є оборотнім.

Згідно з Каблуковим, іони з водою утворюють гідратовані іони. Сила взаємодії між протилежно зарядженими іонами в розчині послаблюється також і тому, що у розчинах з великими значеннями діелектричної проникності () енергія електростатичної взаємодії в раз менша, ніж у вакуумі, де =1: F = , де F - сила взаємодії між іонами; z - заряд іона; NA - число Авогадро; - діелектрична проникність середовища; r - віддаль між центрами іонів. У розчинниках, які мають велике значення , наприклад, у воді (=81), мурашиній кислоті (=56), рідкому HCN (=95,) електроліти дисоціюють значно краще, ніж у розчинниках з малим значенням ().

Ступінь електролітичної дисоціації

Здатність електроліту дисоціювати на іони кількісно оцінюється за допомогою ступеня дисоціації. показує, яка частка від загального числа молекул розчиненої речовини розпалася на іони (продисоціювала):  = , де С - молярна концентрація розчину (моль/л). часто виражають і в процентах: ·100%. За величиною ступеня дисоціації розчинів усі електроліти поділяють на сильні і слабкі. До сильних електролітів належать речовини, які у розчині практично повністю дисоціюють на іони. Слабкі електроліти у розчинах дисоціюють частково. Характерною особливістю слабких електролітів є встановлення динамічної рівноваги між іонами і молекулами розчиненої речовини.

Ізотонічний коефіцієнт

Ступінь електролітичної дисоціації визначають експериментально за величиною ізотонічного коефіцієнту або шляхом вимірювання електропровідності розчинів різної концентрації. Позначимо: С - загальна концентрація електроліту (моль/л), - ступінь електролітичної дисоціації, n - число іонів, на які дисоціює одна молекула. Тоді C - число молекул, що продисоціювали; Cn - число іонів, які при цьому утворилися, тоді число молекул, які не продисоціювали, складатиме С-C = C (1-). Ізотонічний коефіцієнті є відношенням числа реально існуючих в розчині часток (число непродисоційованих молекул + число іонів) до числа часток розчиненої речовини: і = ; звідки iC = C (1-)+Cn; i = 1-+n; i = 1+(1+n); i-1 = (n-1);  = .

і визначають за експериментальними і розрахованими значеннями р, росм., tкип, tзам.а також за величиною електропровідності розчину:  =  ( - еквівалентна електропровідність розчину; - еквівалентна електропровідність того самого електроліту при безмежному розбавленні). Еквівалентна електропровідність - це електропровідність стовпчика розчину, що містить 1 еквівалент електроліту, і який знаходиться між електродами, відстань між якими дорівнює 1 см. Еквівалентну електропровідність визначають за питомою електропровідністю , тобто електропровідністю 1 см3 розчину:  = V, де V - розбавлення розчину або об'єм (см3), в якому міститься 1 екв. електроліту. Оскільки =  (С - нормальність розчину), то  = .

Константа електролітичної дисоціації

Оскільки електролітична дисоціація слабких електролітів є оборотнім процесом, то вона підлягає закону діючих мас. Тому для процесу дисоціації слабких електролітів можна записати константу рівноваги. Наприклад, якщо дисоціація речовини КА відбувається згідно рівняння КА  К++А-, то константа рівноваги К = , де [К+], [А-] - концентрації відповідних іонів у розчині, [КА] - концентрація в розчині молекул, що не продисоціювали.

Константа рівноваги слабкого електроліту К називається константою дисоціації Кдис. Чим менше значення Кдис., тим слабкішим є електроліт. Кдис. залежить від температури і не залежить від концентрації розчину. З рівноваги дисоціації слабкого електроліту КА  К+ - випливає, що збільшення концентрації в розчині одного з іонів, К+ чи А-, шляхом введення у розчин електроліту, що містить однойменний іон, змістить рівновагу вліво, тобто послабить дисоціацію. Наприклад, якщо в розчин СН3СООН додати СН3СООNa, то концентрація молекул СН3СООН у розчині внаслідок зміщення рівноваги збільшиться, а це означає послаблення дисоціації СН3СООН. Розбавлення розчину слабкого електроліту сприяє його дисоціації.

Слабкі електроліти, що складаються з більше, ніж двох іонів, дисоціюють ступінчасто. Кожен ступінь характеризується певним значенням константи дисоціації: К1, К2,…, Кn. Наприклад:

Н3РО4 Н+2РО4-; К1 = = 7,610-3;

Н2РО4- Н++НРО42-; К2 = = 6,210-8;

НРО42- Н++РО43-; К3 = = 4,210-13;

Ступінчасто дисоціюють також багатокислотні основи, наприклад:

Pb(OH)2 PbOH++OH - К1 = = 9,5510-4.

PbOH+ Pb2++OH - К2 = = 310-8.

Для вираження константи електролітичної дисоціації часто користуються її десятковим логарифмом, взятим з протилежним знаком: - lgКдис. = pКдис..

Закон розведення

Між константою і ступенем електролітичної дисоціації існує зв'язок, відомий під назвою закону розведення Оствальда. Запишемо рівняння дисоціації слабкого електроліту: КА  К++А- Нехай його концентрація - С (моль/л), ступінь дисоціації ; тоді число продисоційованих молекул рівне С, а число кожного з іонів [К+] = [А-] = . Число недисоційованих молекул рівне С-С = С (1-) і Кдис. =  =  = . Якщо електроліт слабкий, то   1, тоді Кдис.. = С2, звідси  = . З рівняння випливає висновок, що із зменшенням концентрації електроліту ступінь його дисоціації збільшується.

Властивості розчинів сильних електролітів

Розчини сильних електролітів не підлягають закону розведення, що свідчить про необоротність процесу дисоціації електролітів. Твердження, що сильні електроліти повністю дисоціюють на іони, тобто  = 1, є основним положенням теорії розчинів сильних електролітів. Однак, експериментально встановлено, що для концентрованих розчинів електролітів значення   1. Тому експериментальні значення сильних електролітів називають уявними.

Відхилення значення сильних електролітів від 1 в бік менших значень пояснюють електростатичною міжіонною взаємодією в розчині. Навколо кожного іона (його називають «центральним») утворюється «іонна атмосфера», яка є результатом електростатичної взаємодії центрального іона з іонами протилежного знаку. Утворення іонної атмосфери є однією з причин зменшення рухливості іонів в електричному полі. Явище гальмування центрального іонна такою атмосферою називається релаксацією. Релаксація впливає на величину електропровідності розчину, а, отже, і на величину ступеня електролітичної дисоціації, який формально стає меншим за 1.

Для кількісної оцінки властивостей розчинів сильних електролітів треба враховувати не тільки електростатичну взаємодію між іонами, але й можливість утворення асоціатів. Оскільки ефективна концентрація іонів внаслідок утворення асоціатів не відповідає їх реальній концентрації, а є меншою, то для характеристики властивостей стану іонів у розчині користуються величиною, яка називається активністюа: а С, де С - концентрація (моль/л); - коефіцієнт активності: коли С = 10-3-10-4 моль/л, то С  ,  = 1. Коефіцієнти активності залежать не тільки від концентрації розчину, але і від природи електроліту, температури та іонної сили розчину. Іонна сила розчину є півсумою добутку концентрацій всіх іонів у розчині на квадрат їхнього заряду:  = (С1z12+С2z22+ … +Сnzn2).

Прямих методів визначення коефіцієнтів активності іонів немає. Для водних розчинів електролітів при С 0,01 моль/л коефіцієнт активності іонів обчислюють за формулою lg = -0,5zKzA, де - коефіцієнт активності катіона або аніона; zK і zA - заряди катіона і аніона; - іонна сила розчину.

Добуток розчинності

Якщо кристали малорозчинного електроліту побудовані з іонів, то в розчин переходять іони, причому між іонами і твердою кристалічною фазою встановлюється динамічна рівновага, наприклад, . Для такої рівноваги Кдис. = , де [Ba2+], [SO42-] - концентрації іонів в розчині; [BaSO4] - концентрація твердої фази, яку можна прийняти за сталу величину, оскільки BaSO4 малорозчинний у воді. Тоді Кдис.[BaSO4] = [Ba2+][SO42-]. З рівняння випливає, що у насиченому розчині при певній температурі добуток концентрації іонів малорозчинного електроліту є сталою величиною. Його називають добутком розчинності (ДР). ДРBaSO4 = [Ba2+][SO42-] = 110-10. Введення однойменних іонів в розчин малорозчинного електроліту знижує його розчинність.

Іонний добуток води

Чиста вода є слабким електролітом: при 22 оС ступінь її дисоціації складає 1,810-9. Рівняння дисоціації води: Н2О  Н++ОН- і Кдис. = , тоді Кдис2O] = [H+][OH-]. Практично [Н2O] = const, звідси Кдис2O] = [H+][OH-] = K. K називається іонним добутком води:

В 1 л Н2О, що має масу 1 кг (1000 г.), число моль Н2О складає  = 55,56 моль/л. Кдис2O) = 1,810-9, тоді [H+] = [OH-] = 55,561,810-9 = 10-7, а [H+][OH-] = 10-14. При даній температурі K є сталою величиною. При 22 оС нейтральні розчини мають однакову концентрацію [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л і K = 10-14. Це дає змогу обчислювати концентрацію [H+] або [OH-]: [H+] =  і [OH-] = .

Водневий показник

У 1909 р. С. Саренсен запропонував характеризувати середовище розчину величиною водневого показникарН: рН = - lg[H+]. Тоді для нейтрального середовища рН = 7, для кислого рН  7, для лужного pH  7. Розчини, рН яких  3 відносять до сильнокислих; якщо 4  рН  6, то середовище слабокисле, 8  рН  10 - слаболужне, 11  рН  14 - сильнолужне.

Буферні розчини

Розчини, значення рН яких не змінюється при введенні невеликої кількості сильної кислоти або лугу і не залежать від розведення, називаються буферними розчинами або буферами. Буферні розчини є сумішами концентрованих розчинів слабкої кислоти і її солі (наприклад, CH3COOH+CH3COONa) або слабкої основи і її солі (наприклад, NH4OH+NH4Cl). Величину рН буферного розчину, обчислюють за допомогою відповідних формул. Так, для ацетатного Кдис.(CH3COOH) = , звідки [H+] = Кдис.(CH3COOH). Наближено вважають, що рівноважна концентрація оцтової кислоти дорівнює її загальній концентрації, а концентрація іонів - концентрації солі: [CH3COOH] = СCH3COOH; [CH3COO-] = СCH3COONa, тоді [H+] = Кдис.(CH3COOH). Отже, lg[H+] = рН = рКкисл.-lg; рКкисл. = - lgКдис.кисл.

Якщо до ацетатного буферу добавити невелику кількість сильної кислоти, то його рН сильно не змінюється, тому що іони CH3COO - з'єднують H+ сильної кислоти у слабкий електроліт CH3COOH. Якщо до ацетатного буферу додавати луг КОН, то рН також практично не змінюється, бо надлишок лугу нейтралізується оцтовою кислотою. Буферні розчини характеризуються їх буферною ємністю, під якою розуміють кількість еквівалентів кислоти або лугу, яку треба добавити до 1 л буферного розчину для того, щоб змінити його рН на 1.

Індикатори

Індикатори - це складні органічні речовини, які за хімічним характером є слабкими кислотами або слабкими основами. Вони змінюють своє забарвлення залежно від концентрації іонів водню або гідроксилу. Найбільш широко вживані індикатори представлені в таблиці:

Індикатор

Характер індикатору

Інтервал переходу рН

Забарвлення в лужному середовищі

Забарвлення в кислому середовищі

Метиловий оранжевий

основний

3,1-4,5

жовте

рожеве

Метиловий червоний

основний

4,2-6,3

жовте

червоне

Лакмус

кислотний

5-8

синє

червоне

Фенолфталеїн

кислотний

8,3-9,8

малинове

безбарвне

Реакції у розчинах електролітів

Згідно з теорією електролітичної дисоціації, реакції в розчинах електролітів відбуваються між іонами. Реакції між іонами відбуваються лише тоді, коли внаслідок їхньої взаємодії утворюється або малорозчинна, або летка сполука, або слабий електроліт. Наприклад, при зливанні розчинів нітрату барію та сульфату калію реакція може відбуватися тому, що утворюється осад BaSO4:

Ba(NO3)2+K2SO4 = BaSO4+2KNO3 (молекулярне рівняння реакції)

Ba2++2NO3-+2K++SO42- = BaSO4+2K++NO3 - (іонне рівняння реакції)

Ba2++SO42- = BaSO4 (скорочене іонне рівняння реакції)

Взаємодія між розчинами K2S та НСl відбувається тому, що утворюється газоподібна речовина H2S:

K2S+2НСl = 2KСl+H2S (молекулярне рівняння реакції)

2K++S2-+2Н++2Сl- = 2K++2Сl-+H2S (іонне рівняння реакції)

S2-+2Н+ = H2S (скорочене іонне рівняння реакції)

Гідроліз солей

Гідроліз солей - взаємодія солі з водою, яка приводить до утворення слабкого або малорозчинного електроліту. Гідроліз можна визначити як реакцію обмінного розкладу солі водою. Гідроліз солі є окремим випадком взаємодії солі з розчинником, що супроводжується утворенням слабкого електроліту (сольволіз). Гідролізу зазнають солі, що утворені за участю слабких кислот і основ. Солі, які є похідними сильних кислот та сильних основ, не гідролізують.

Типові випадку гідролізу солей:

1. Водний розчин солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою внаслідок гідролізу має кисле середовище (рН7):

Так, сіль NH4Cl у воді дисоціює: NH4Cl  NH4++Cl-; утворені іони NH4+ взаємодіють з молекулами води: NH4++HOH  NH4OH+H+ (NH4Cl+H2O  NH4OH+HCl), утворюючи слабкий електроліт NH4OH, тим самим вивільняють катіони Н+, що зумовлює кислу реакцію водного розчину NH4Cl.

Гідроліз AlCl3: AlCl3  Al3++3Cl-

Al3++HOH AlOH2++H+ (AlCl3+H2O AlOHCl2+HCl) (І ступінь

AlOH2++HOH Al(OH)2++ (AlOHCl2+HOH Al(OH)2Cl+НCl) (ІІ ступінь)

Al(OH)2++HOH Al(OH)3+ (Al(OH)2Cl+HOH Al(OH)3+НCl) (ІІІ ступінь)

Процес гідролізу оборотний і додавання кислоти змістить рівновагу у бік негідролізованих молекул солі, тобто гідроліз послабиться.

2. Водний розчин солі, утвореної слабкою кислотою і сильною основою внаслідок гідролізу має лужне середовище (рН7).

Так, сіль KCN у воді дисоціює: KCN  K++CN-, утворені іони CN - взаємодіють з молекулами води: CN-+HOH  HCN+OH - (KCN+HOH  HCN+KOH), утворюючи слабкий електроліт HCN, тим самим вивільнюють аніони ОН-, що зумовлює лужну реакцію водного розчину KCN.

Гідроліз К2СО3: К2СО3  2K++СО32-

СО32-+НОН  НСО3-+ОН -2СО3 + НОН КНСО3 + КОН) (І ступінь)

НСО3-+НОН Н2СО3+ОН - (КНСО3+НОН Н2СО3+КОН) (ІІ ступінь)

3. Сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою гідролізується досить повно, оскільки внаслідок гідролізу утворюються дві малодисоційовані або малорозчинні речовини. Багато солей такого типу гідролізуютьнезворотньо. Розчини таких солей внаслідок гідролізу можуть мати рН=7; рН7; рН7 в залежності від константи дисоціації більш сильного електроліту (кислоти або основи)

Так, для розчину CH3COONH4 маємо: CH3COONH4  CH3COO-+NH4+

CH3COO-+NH4++НОН  CH3COOH+NH4ОН

рН водного розчину цієї цієї солі 7, оскільки Кдис.(CH3COOH) = 1,7410-5, a Кдис.(NH4ОН) = 1,7610-5, тобто практично рівні.

Прикладом повного гідролізу є гідроліз Al2S3:

Al2S3+НОН  Al(OH)3+3H2S (2AlCl3+3Na2CO3+3H2O  2Al(OH)3+6NaCl+3CO2).

Ступінь гідролізу солі

Ступінь гідролізу солі є відношенням концентрації гідролізованої солі до її загальної концентрації. Оскільки гідроліз солі є оборотним процесом, то до нього можна застосувати закон діючих мас і характеризувати його константою гідролізу. Наприклад, для гідролізу KCN маємо:

CN-+HOH  HCN + OH - (KCN+HOH  HCN+KOH)

Kгідр. = ;

помноживши чисельник і знаменник на [H+] одержимо

Kгідр. =  = .

Для солі, утвореної сильною кислотою і слабкою основою

Kгідр. = ,

для солі, утвореної слабкою основою та слабкою кислотою

Kгідр. = .

дисперсний розчин електролітичний дисоціація

Ступінь гідролізу залежить від різних факторів:

ступінь гідролізу тим більший, чим менша концентрація солі;

гідроліз солі зростає з підвищенням температури;

чим слабкішою є кислота, аніон якої утворює сіль, тим повніше гідролізуватиме сіль.

Колоїдні розчини

За ступенем дисперсності (1-100 мкм) колоїдні розчини є проміжними між грубодисперсними (суспензії, емульсії) і молекулярними (дійсними) розчинами. Молекули речовин, що утворюють колоїдні розчини, на відміну від молекул речовин, що утворюють дійсні розчини, не проникають крізь напівпроникну перегородку. Цю особливість колоїдних частинок використовують для очищення колоїдних розчинів від домішок електролітів - так званого діалізу колоїдних розчинів. Колоїдні розчини розсіюють світло (ефект Тіндаля), що не властиве дійсним розчинам.

Розрізняють ліофобні і ліофільні колоїдні розчини. Характерною особливістю ліофобних колоїдних розчинів є те, що між дисперсною фазою і дисперсійним середовищем немає взаємодії. Для ліофільних колоїдних розчинів характерна взаємодія між дисперсною фазою і дисперсійним середовищем. Якщо розчинником виступає вода, то ліофільні називають гідрофільними, а ліофобні називають гідрофобними. Неорганічні гідрозоліодержують дисперсійним або конденсаційним методом. Дисперсійний метод полягає в подрібненні часток на колоїдних млинах або ультразвуком. Конденсаційний метод полягає в укрупненні часток до колоїдних розмірів агрегацією іонів або молекул.

Будова колоїдних часток

Окремі колоїдні частки, що називаються міцелами, мають складну будову. У центрі міцели міститься ядро, на поверхні якого адсорбуються іони. Ці іони електростатичними силами утримують іони протилежного заряду, утворюючи адсорбційний шар міцели. Ядро і адсорбційний шар утворюють гранулу міцели з певним зарядом. Заряд гранули компенсується іонами протилежного знаку, що утворюють дифузійний шар. Наприклад, будова міцели у випадку утворення колоїдного розчину AgI:

Коагуляція - це процес укрупнення колоїдних часточок внаслідок їх злипання під дією молекулярних сил притягання. Коагуляція відбувається при змішуванні колоїдних розчинів, гранули яких мають протилежні заряди. Ліофобні золі під час коагуляції можуть адсорбувати і молекули розчинника, утворюючи гель. З часом гель виділяє частину поглиненої речовини, утворюючи дві фази - тверду і рідку. Це явище називається синерезисом.

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Характеристика поняття розчинів - гомогенних (однорідних) систем, що складаються з двох і більше компонентів і продуктів їх взаємодії. Теорія електролітичної дисоціації - розпаду електролітів на іони під час розчинення їх у воді. Теорії кислот і основ.

    реферат [16,2 K], добавлен 25.04.2010

  • Процес розщеплення електролітів на іони у водних розчинах і розплавах. Дисоціація - оборотний процес. Електролітична дисоціація речовин з іонним і полярним ковалентним зв'язком. Дисоціація хлориду натрію у водному розчині.

    реферат [435,5 K], добавлен 12.11.2006

  • Кількісна характеристика процесу дисоціації. Дослідження речовин на електропровідність. Закон розбавлення Оствальду. Дисоціація сполук з ковалентним полярним зв’язком. Хімічні властивості розчинів електролітів. Причини дисоціації речовин у воді.

    презентация [44,5 M], добавлен 07.11.2013

  • Основні поняття про розчин. Розчинність рідин. Класифікація, концентрація розчинів та техніка їх приготування. Розрахунки при приготуванні водних розчинів. Фіксанали. Титрування. Неводні розчини. Фільтрування та фільтрувальні матеріали. Дистиляція.

    реферат [19,0 K], добавлен 20.09.2008

  • Теорія Резерфорда про будову атома. Порядок заповнення електронами енергетичних рівнів і підрівнів. Особливості ковалентного, іонного та водневого зв'язків. Основні закони термохімії та зміст правила ле Шательє. Розчинність твердих речовин, рідин і газів.

    лекция [1,3 M], добавлен 13.11.2010

  • Поняття про неводні розчини, їх класифікація та деякі властивості. Класифікація Кольтгофа за кислотно-основними властивостями, по здатності до утворення водневого зв'язку, участю в протонно-донорно-акцепторній взаємодії. Реакції в основних розчинниках.

    курсовая работа [753,7 K], добавлен 03.11.2014

  • Основи охорони праці під час виконання аналізів титриметричним методом. Сутність та загальні способи виконання титрування. Технологія приготування стандартних розчинів за точною наважкою вихідних речовин, а також іншого титрованого розчину з фіксаналом.

    реферат [38,0 K], добавлен 27.11.2010

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.