Цель Дисперсные системы. Растворы, их классификация Гидратная теория Д.И. Менделеева.

Лекция 8 (2 часа)
ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. РАСТВОРЫ
Цель: изучение свойств растворов, изучить процесс диссоциации электролитов
Учебные вопросы:
Дисперсные системы.
Растворы, их классификация
Гидратная теория Д.И. Менделеева.
Концентрация растворов и способы ее выражения
Разбавленные растворы неэлектролитов
Химическое равновесие в растворах. Водные растворы электролитов.
Теория электролитической диссоциации. Процесс диссоциации.
7. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
8. Константа диссоциации. Активность.
9. Ионные реакции в растворах электролитов.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Учебная информация:
ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ.
В дисперсных системах частицы одного вещества равномерно
распределены в другом. Дисперсные системы по характеру агрегатного
состояния могут быть газообразными (г), жидкими (ж) и твердыми (т), а по
степени дисперсности - взвесями, коллоидными и истинными растворами.
Примеры взвесей: туман (ж+г), дым (т+г), суспензии (т+ж), эмульсии (ж1 +ж2),
пены (г+ж). Размер частиц взвесей более 1· 10-7 м. Взвеси нестабильны во
времени.
В коллоидных растворах частицами являются простые агрегаты с размерами
1·10-9 м - 1· 10-7 м
КЛАССИФИКАЦИЯ РАСТВОРОВ
Истинные растворы - гомогенные системы. В истинном растворе
растворенное вещество диспергировано до атомного или молекулярного
уровня и молекулы и ионы одних компонентов равномерно распределены
среди молекул растворителя. Размер частиц менее 1· 10-9 м
Растворы состоят из двух и более компонентов: растворенное вещество и
растворитель. Растворителем - тот компонент, агрегатное состояние
которого не меняется при образовании раствора. Если раствор образуется при
смешивании компонентов, находящихся в одинаковом агрегатном состоянии,
растворителем принято называть компонент, содержание которого в растворе
больше. Растворы могут находиться в твердом ( сплавы), жидком и
газообразном состояниях ( воздух).
ГИДРАТНАЯ ТЕОРИЯ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
Растворение - сложный физико-химический процесс. При растворении
твердых веществ одновременно протекают два процесса:
физический – разрушение структуры растворяемого вещества;
химический – образование сольватов.
Физическая теория растворов рассматривает растворы как молекулярные
смеси. Д.И. Менделеев, в химической или гидратной теории растворов,
впервые выдвинул идею, о взаимодействие молекул растворяемого вещества с
молекулами растворителя, которое называют сольватацией. Продукты
взаимодействия называют сольватами (от лат. solvere - растворять).
АВ + n S ↔ ABnS
AB – молекулы растворенного вещества;
S – молекулы растворителя;
ABnS – сольватированные молекулы ( сольваты).
Если в качестве растворителя используют воду, то процесс называют
гидратацией, а продукты взаимодействия - гидратами. Химическая теория в
дальнейшем бала развита в работах Н.С. Курнакова, И.А. Каблукова, В.А.
Кистяковского.
Процесс растворения сопровождается выделением или поглощением
тепла. При разрешении кристаллической решетки энергия затрачивается, а при
образовании гидратов – выделяется.
Если на разрушение кристаллической решетки энергии затрачивается больше,
чем выделяется при образовании гидратов, то растворение сопровождается
охлаждением раствора, а если меньше – нагреванием.
Часто образующиеся гидраты могут быть настолько прочны, что их можно
выделить из раствора в кристаллическом состоянии. Такие кристаллы,
содержащие в связанном виде молекулы воды, называют
кристаллогидратами, а входящую в их состав воду - кристаллизационной.
Например: CuSO4·5H2O, Na2SO4·10H2O.
КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ И СПОСОБЫ ЕЕ ВЫРАЖЕНИЯ
Растворимостью - способность вещества растворяться в том или ином
растворителе. Растворимость вещества зависит от природы растворяемого
вещества и растворителя, их агрегатного состояния, наличия в растворе
посторонних примесей, температуры; в случае газообразного растворяемого
вещества - от давления. Раствор называют насыщенным, если он. содержит
предельное (при данных условиях) количество растворенного вещества.
Раствор, содержащий вещества больше, чем это определяется его
растворимостью, - пересыщенный; раствор, содержащий вещества меньше, чем
это определяется его растворимостью - ненасыщенный.
Количественные соотношения между компонентами, образовавшими
раствор, могут изменяться в широких пределах. Важнейшей характеристикой
раствора является концентрация – содержание растворенного вещества в
определенной массе или определенном объеме. Наиболее часто используются
следующие способы выражения концентрации:
1. Процентная концентрация С% (массовая доля w ) – отношение массы
растворенного вещества к общей массе раствора, выраженное в про-центах.
Процентная концентрация может рассматриваться как безразмерная, если
от процентов перейти к массовым долям. Массовая доля показывает, сколько
граммов растворенного вещества содержится в 100г раствора:
С% =
m р.в.
m р.в.
⋅ 100% , ( w =
m р − ра
m р − ра ) ,
С% =
С% =
m р.в.
⋅ 100% ,
V р− ра ⋅ ρ
где C% – процентная концентрация, %;
mр.в. – масса растворенного вещества, г;
mр-ра – масса раствора, г;
m р.в.
⋅ 100% ,
m р.в. + m р − ля
mр-ля – масса растворителя, г;
Vр-ра – объем раствора, мл;
ρ - плотность раствора, г/мл.
2. Молярная концентрация См (молярность) – количество молей
растворенного вещества в 1 литре раствора:
См =
n р.в.
V р − ра
=
m р.в.
M р.в. ⋅ V р − ра ,
где Cм – молярная концентрация, моль/л, М;
nр.в. – число молей растворенного вещества;
Vр-ра – объем раствора, л;
mр.в. – масса растворенного вещества, г;
Мр.в. – мольная масса растворенного вещества, г/моль.
3. Моляльная концентрация Сm (моляльность) – количество молей
растворенного вещества в 1 кг растворителя:
Сm =
n р.в.
m р − ля
m р.в.
M р.в. ⋅ m р − ля ,
=
где Cm – молярная концентрация, моль/кг;
nр.в. – число молей растворенного вещества;
mр-ля – масса растворителя, кг;
mр.в. – масса растворенного вещества, г;
Мр.в. – мольная масса растворенного вещества, г/моль.
4. Нормальная концентрация Сн (нормальность) – количество
эквивалентных масс растворенного вещества в 1 л раствора:
Сн =
nэк
V р − ра
=
m р.в.
mэк ⋅ V р − ра ,
где Cн – молярная концентрация, моль/л, Н;
nэк – число эквивалентов растворенного вещества;
Vр-ра – объем раствора, л;
mр.в. – масса растворенного вещества, г;
mэк – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль.
5. Титр раствора Т – количество граммов вещества в 1 мл раствора:
Т=
m р.в.
V р − ра ,
где Т – титр раствора, г/мл ;
mр.в. – масса растворенного вещества, г;
Vр-ра – объем раствора, л.
Зная нормальность раствора и эквивалентную массу растворенного
вещества, титр можно найти по формуле:
Т=
Сн ⋅ mэ
,
1000
где Т – титр раствора,
Cн – молярная концентрация, моль/л, Н;
mэк – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль;
1000 – объем раствора, мл.
Вещества взаимодействуют в эквивалентных количествах. Растворы
равной нормальности взаимодействуют между собой в равных объемах, так как
содержат равные доли эквивалентов. Если взаимодействуют два растворенных
вещества разной нормальности, то их объемы можно вычислить по уравнению:
Сн ⋅ V1 = Сн ⋅ V2 ,
1
2
где Сn1, Сn2 – нормальная концентрация реагирующих веществ, моль/л, Н;
V1, V2 – объемы реагирующих растворов, л.
РАЗБАВЛЕННЫЕ РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ
Свойства разбавленных растворов неэлектролитов описываются
следующими законами. 1-ый закон Рауля: парциальное давление
насыщенного пара растворителя над раствором прямо пропорционально
его мольной доле.
P1 = P10·x1
2-ой закон Рауля: повышение температуры кипения или понижение
температуры замерзания растворов пропорциональны моляльной
концентрациираствора:
∆ Tкип. = E·Cm или ∆ Tкип.= E
∆ Tзам. = K·Cm или ∆ Tзам= К
m р .в − ва ⋅ 1000
M р. в − ва ⋅ m р − ля
m р .в − ва ⋅ 1000
M р .в − ва ⋅ m р − ля
где ∆ T –повышение или понижении температуры;
E и K - эбуллиоскопическая и криоскопическая константы, зависящие только
от природы растворителя (для воды K = 1,86, E = 0,516);
Cm – моляльная контцентрация;
mр.в-ва – масса растворенного вещества;
Mр.в-ва – мольная масса растворенного вещества;
mр-ля – масса растворителя.
Криоскопия – метод определения молекулярной массы вещества
измерением понижения температуры замерзания раствора по сравнению с
температурой замерзания чистого растворителя.
Эбуллиоскопия - метод определения молекулярной массы вещества
измерением повышения температуры кипения раствора по сравнению с
температурой кипения чистого растворителя.
Диффузия – распространение частиц вещества в определенной среде,
приводящее к выравниванию их концентрации.
Осмос – самопроизвольный переход растворителя через мембрану
(полупроницаемую пленку) разделяющую два раствора с различной
концентрацией.
Осмотическое давление
π
– это давление, которое нужно приложить, чтобы
прекратить осмос.
Осмотическое давление не зависит от природы растворителя и растворенного
вещества. Оно пропорционально молярной концентрации раствора и
абсолютной температуре :
π
= Cm·R·T,
где R - универсальная газовая постоянная, 8,31Дж/( K ⋅ моль) ;
Сm – молярная концентрация,
Т – абсолютная температура.
Т.к. Сm = n/V, где n - количество растворенного вещества, моль; V - объем
раствора, л; то уравнение примет вид
π .·V = n· R· T.
ОСНОВЫ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
При взаимодействии растворенного вещества с растворителем может происходить
распад молекулы растворенного вещества на ионы.
Распад растворенного вещества на ионы под действием полярных молекул
растворителя называется электролитической диссоциацией.
Теория электролитической диссоциации, созданная С. Аррениусом (Швеция,
1887) химическая (гидратная) теория растворения Д.И. Менделеева были развиты в трудах
И.А. Каблукова, В.А. Кистяковского, что позволило объяснить, как электропроводность
растворов, так и протекание химических реакций в них.
Основные положения теории электролитической диссоциации:
1. Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются
на ионы ( положительные катионы и отрицательные анионы). Процесс распада
молекул на ионы называется диссоциацией.
2. При пропускании электрического тока через раствор или расплав
электролита катионы двигаются к катоду, а анионы к аноду.
3. Диссоциация процесс обратимый: одновременно протекает процесс
диссоциации и ассоциации (соединение ионов в молекулу).
Процесс диссоциации происходит вследствие физико-химического
взаимодействия между полярными молекулами растворителя и молекулами
растворяемого вещества. В результате образуются сольватированные или, если
растворитель вода, гидратированные ионы.
КА + (n+m)H2O ↔ K+(H2O)m + A-(+(H2O)m
Коэффициенты n и m меняется в зависимости от природы иона,
температуры и концентрации раствора. Такая запись слишком громоздка,
поэтому в ионных уравнениях записывают свободные ионы:
КА ↔ K+ + AВозможность и степень распада растворенного вещества на ионы
определяется природой растворенного вещества и растворителя.
Взаимодействие с полярными молекулами растворителя способствует
ослаблению связей в кристалле и обеспечивает возможность перехода ионов
Na+ и Cl- в раствор с образованием гидратированных ионов:
NaCl + ( n+m)H2O ↔ Na+(H2O)n + Cl-(H2O)m
NaCl ↔ Na+ + ClПолярные молекулы (например, HCl) поляризуются под действием диполей
растворителя и происходит диссоциация молекулы с образованием
гидратированных ионов:
HCl + ( n+m)H2O ↔ Н+(H2O)n + Cl-(H2O)m.
HCl ↔ Н++ Cl-
В водных растворах практически отсутствует в свободном состоянии ион H+,
т.к. его сильные акцепторные свойства обусловливают протекание химической
реакции с участием воды:
H+ + H2O = H3O+
По способности вещества распадаться в расплаве или растворе на ионы
различают, электролиты и неэлектролиты.
Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят
электрический ток. К электролитам относится большинство солей,
гидроксиды, кислоты.
Неэлектролиты - это вещества, которые не распадаются на ионы и их
растворы не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся
органические соединения.
Силу электролитов количественно характеризуют степенью диссоциации.
Степень диссоциации ( α ) – отношение числа распавшихся на ионы
молекул (nдис.) к общему числу молекул растворенного вещества (nобщ.):
α =
n дис
⋅ 100%
n общ
Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах.
К сильным электролитам относятcя вещества, степень диссоциации
которых в растворе больше 70% ( α > 0,7). Если α 2% ( α < 0,02), то
электролиты - слабые, если
0,02<
α < 0,7, то электролиты - средней силы.
Диссоциация сильных электролитов - это практически необратимый
процесс.
К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли,
неорганические кислоты (H2SO4, HNO3, HClO4, галогеноводородные, кроме
HF), гидроксиды s-элементов (кроме - Be(OH)2 и Mg(OH)2).
Слабые электролиты: кислоты HF, H2CO3, HCN, H2S, CH3COOH; основания, за,
исключением щелочей; некоторые соли.
Степень электролитической диссоциации зависит от:
- природы электролита и растворителя;
- концентрации раствора: возрастает при увеличении разбавления раствора;
- температуры, возрастает при увеличении температуры раствора.
КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ. АКТИВНОСТЬ.
Слабые электролиты в водном растворе диссоциируют частично. Диссоциация
слабых электролитов - обратимый процесс. Для диссоциации слабого
электролита KA:
KA ↔ K+ + Aконстанта равновесия называется константой диссоциации и на основании на
закона действия масс:
Кд=
[K + ] ⋅ [ A− ]
[ KA]
Чем меньше величина Kд , тем слабее диссоциирует электролит в данном
растворителе.
Связь константы диссоциации Kд и степени диссоциации
α . Пусть:
С- общая молярная концентрация электролита в растворе;
α ·C - концентрации ионов K+ и A- ;
С(1- α ) – концентрация недиссоциироанныхмолекул.
KД =
Для слабых электролитов
α
α ⋅C⋅α ⋅C α 2 ⋅C
=
C ⋅ (1 − α ) (1 − α )
≅ 0 и (1 KД = α
2
α )
⋅C
≅ 1. Следовательно,
α =
KД
C
Это математическое выражение закона разбавления Оствальда (1888 г.)
Для сильных электролитов
AnBm↔nAm+ + mBnВ разбавленных растворах сильных электролитов Дебая-Хюккеля
KД =
a nAm + ⋅ a Bmn −
a An Bm
где: a = γ ⋅ c - активность,
γ - коэффициент активности.
ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
С точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса:
Кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием
катионов водорода и анионов кислотного остатка.
кислота ↔ ион водорода + анион кислотного остатка
+
−
HNO3 ↔ H + NO 3
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например, H2CO3
H2CO3 ↔ H+ + HCO3-
K Д 1 = 4,5 10-7
HСO3- ↔ H+ + СO32-
K Д 2 = 4,8 10-11
Каждая ступень характеризуются своим значением константы диссоциации,
причем: К Д > > К Д Oснования - это вещества, диссоциирующие в водном
растворе с образованием гидроксид-ионов OH- и катионов металла.
1
2
В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет
вид:
основание ↔ гидроксид-ион + катион металла
Сильные основания (щелочи) в водном растворе практически полностью
распадаются на ионы.
NaOH ↔ Na+ + OHСлабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
Многоосновные сильные кислоты и многокислотные сильные основания
диссоциируют по первой ступени как сильные электролиты, а по второй как
электролиты средней силы.лабые
Амфотерные гидроксиды (амфолиты) - это вещества, диссоциирующие в
водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований (Be(OH)2,
Zn(OH)2)/
H+ + НZnO 2− ↔ Zn(OH)2
+
↔ Zn(ОН) + OH


Н++ZnO 22−
Zn2+ + OH-
как кислота
как основание
Соли - это вещества, диссоциирующие в водном растворе на катион металла и
анион кислотного остатка.
соль ↔ катион металла + анион
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO 24−
Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато.
Обменные реакции между электролитами в растворе идут в направлении
связывания ионов и образования малорастворимых, газообразных веществ или
слабых
электролитов.
Реакции,
в
которых
слабые
электролиты
или
малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции,
протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца. Реакции обмена в растворах
электролитов записывают в виде трех уравнений: молекулярного, полного
ионно-молекулярного
и
сокращенного
ионно-молекулярного.
Ионно-
молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена отражают
состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые
электролиты, записывают в виде составляющих их ионов, а слабые
электролиты, малорастворимые и газообразные вещества условно записывают
в молекулярной форме, независимо от того, являются они исходными
реагентами или продуктами реакции. В ионно-молекулярном уравнении
одинаковые ионы из обеих его частей исключаются. При составлении ионномолекулярных уравнений следует помнить, что сумма электрических зарядов в
левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в
правой части уравнения.
Уравнение реакции в молекулярном виде:
Сu(NO3)2 + Na2S = СuS ↓ +2NaNO3
Ионно-молекулярне уравнение
Сu2+ + 2NO3- + 2Na++ S2- = СuS ↓ +2Na+ + 2NO3Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства: Na+ и NO3 получим
сокращенное ионно-молекулярное уравнения реакции:
Сu2+ + S2- = СuS ↓
Резюме по теме:
В дисперсных системах частицы одного вещества равномерно
распределены в другом. Дисперсные системы по характеру агрегатного
состояния могут быть газообразными (г), жидкими (ж) и твердыми (т), а по
степени дисперсности - взвесями, коллоидными и истинными растворами.
Растворение - сложный физико-химический процесс. При растворении
твердых веществ одновременно протекают два процесса:
физический – разрушение структуры растворяемого вещества и химический –
образование сольватов. Свойства растворов неэлектролитов описываются
законами Рауля.
10. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель среды.
ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Чистая вода обладает незначительной электропроводимостью. Это можно
объяснить тем, что молекулы воды частично распадаются на ионы, т.е. вода
является слабым электролитом:
2H2О ↔ H3O+ + OH- ;
Свободные ионы водорода H+ гидратируются водой до катионов гидроксония
(H3O+). Обычно реакцию записывают в более простом виде:
H2O ↔ H+ + OH-.
Константа диссоциации воды равна:
КД =
[ H + ] ⋅ [OH − ]
= 1,8 ⋅ 10 − 16
[ H 2O]
Молярная концентрация воды практически постоянна и равна
С=
1000
= 55,6 моль / л
18
где 1000 - масса 1 л воды, г;
18 - молярная масса воды, г/моль.
Поэтому можно считать постоянным произведение:
KВ= КД·[H2O] = [H+]·[OH-] = 1,8·10-16·55,6 = 1·10-14 (моль/л)
Ионное произведение воды (KВ) - произведение равновесных концентраций
ионов водорода и гидроксила в воде есть величина постоянная.
KВ = [H+]·[OH-] = 1·10-14
Следовательно,
[H+] = [OH-] = 1·10-7 моль/л.
При повышении температуры значение ионного произведения воды
увеличивается.
В кислых растворах концентрация ионов H+ :
[H+] > [OH-], т.е. [H+] > 1·10-7 и [OH-] < 1·10-7 моль/л
В щелочных растворах концентрация ионов [OH ]:
[OH-] > [H+], т.е. [OH-] >1·10-7 и [H+] < 1·10-7 моль/л.
Для удобства вместо значений [H+] используют водородный показатель pH.
Водордный показатель рН:
pH = - lg[H+]
Гидроксильный показатель (pOH):
pOH = -lg[OH-]
При 250 С: pH + pOH = - lg 1·10-14 = 14.
В кислой среде pH < 7, в нейтральной среде pH = 7, в основной среде pH > 7.
1. Что называется водородным показателем?
Резюме по теме:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Вопросы для самопроверки
Что называется дисперсными системами, истинными растворами?
Какие процессы происходят при растворении?
Какие законы описывают свойства разбавленных растворов электролитов?
Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации.
Что называется электролитической диссоциацией?
Что называется степенью диссоциации?
Как связаны между собой степень и константа диссоциации?
Вопросы для самопроверки
1.
2.
3.
4.
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ:
Коровин Н.В.. Общая химия: Учебн. Для техн. Направл. и спец.вузов–М.:
Высш. 2004 -560
Глинка. Н.А. «Химия» -Л. :2006– 702 с.
Фролов В.В.Химия: Уч. пособ.для втузов. М.: Высш. Шк..2002 -527 с.
Синицына И.Н., Методические указания к самостоятельной работе
«Растворы». СГТУ, БИТТУ– 2008 г.
5. Тимошина Н.М. Методические указания к лабораторной работе
«Электролитическая диссоциация». СГТУ, БИТТУ – 2007