Тема 10 розчини. Розчинність. Електролітична дисоціація. Концентрація розчинів

Приклад 1. Які системи називаються розчинами? З яких компонентів вони складаються? (Див. додаток Д).

 

Відповідь:

Розчин – це гомогенна система з молекул, йонів чи інших частинок, складена двома і більше компонентами, кількісні співвідношення яких можуть змінюватись в широких межах.

Однією з головних умов, коли дану систему називають розчином є її стійкість, тобто неможливість розділення на складові компоненти при довгому стоянні. Іншою ознакою розчинів є можливість змінювати в широких межах їх хімічний склад не змінюючи агрегатного стану. Існують газові, рідкі і тверді розчини.

Розчини займають проміжне положення між механічними сумішами частинок і індивідуальними хімічними сполуками. Від сумішей розчини відрізняються тим, що будь-який мікроскопічний об’єм розчину має такий же склад, як і вся маса розчину. На відміну від хімічних сполук розчини мають змінний склад і не підлягають закону кратних відношень.

Розчини складаються із компонентів. Один з них називається розчинником, інший - розчиненою речовиною (розчинених речовин в розчині може бути як завгодно багато).

Розчинником умовно вважають компонент, агрегатний стан якого не змінюється при утворенні розчину і вміст якого переважає в даній системі.

Наприклад, повітря – це розчин кисню, карбон (ІV) оксиду, водяних парів, інертних та інших газів в азоті, поскільки його вміст в повітрі складає 78%.

Приклад 2. Які розчини називаються насиченими, ненасиченими, перенасиченими?

 

Відповідь:

Розчин, у якому речовина більше не розчиняється за даної температури, називається насиченими.

Наприклад, у воді масою 100 г при t⁰ = 20⁰C розчиняється натрій хлорид масою 36 г. Більше натрій хлориду в такому об’ємі води розчинитися не може, тобто маємо насичений розчин.

Розчин, у якому речовина ще може розчинитися за даної температури, називається ненасиченим.

Наприклад, якщо у воді масою 100 г розчинити натрій хлорид масою 20 г при t⁰ = 20⁰C, утвориться ненасичений розчин. У цьому розчині, за такої ж температури, може ще розчинитися ця сіль масою 16 г.

Поняття „насичені” і „ненасичені розчини” не слід ототожнювати з поняттям „концентровані” і „розведені розчини”. Існує багато малорозчинних речовин, насичені розчини яких мають низьку концентрацію розчиненою речовини (наприклад з Са(ОН)₂, СаSO₄ тощо).

Для деяких речовин можна отримати розчини, концентрація яких за даної температури вища, ніж концентрація насиченого розчину. Такі розчини називаються перенасиченим. Вони нестійкі, і якщо внести в такий розчин центр кристалізації (кристалик розчиненої речовини, пил тощо), надлишок розчиненої речовини викристалізується. Це відбувається тому, що швидкість виділення речовини з розчину більша за швидкість розчинення.

Наприклад, за нагрівання можна одержати досить концентрований розчин натрій ацетату, відділити його від твердої фази і обережно охолодити, після чого концентрація солі буде більшою, ніж в насиченому розчині, але її надлишок з розчину не виділяється.

Перенасичені розчини часто застосовують для очищення речовин (метод перекристалізації).

Приклад 3. Який процес називається розчинністю?

Відповідь:

В природі немає абсолютно нерозчинних речовин. Властивість речовини розчинятись в даному розчиннику за даних умов (температурі, тиску) чисельно характеризується розчинністю.

Розчинність – це максимальна маса речовини, яка може розчинятись в 100 г, розчинника.

При розчинності всі речовини ділять на три групи. Якщо в 100 г води розчиняється більше 10 г, то така речовина називається добре розчинною і позначається в таблиці розчинності „ р ”.

Якщо в 100 г води розчиняється менше 1 г речовини – малорозчинною (м), а коли розчиняється менше 0,01 г речовини – нерозчинною (н).

Кількісною характеристикою розчинності речовин є коефіцієнт розчинності. Коефіцієнтом розчинності називається відношення маси речовини, яка утворює при даній температурі насичений розчин, до об’єму розчинника:

де K_s – коефіцієнт розчинності;

m_p – маса речовини, яка утворює насичений при даній температурі розчин;

V – об’єм розчинника.

Для водних розчинів:

де m (H₂O) – маса води.

Розчинність залежить від температури, тому коефіцієнти розчинності будуть справедливі тільки певним температурам. Наприклад, якщо при 60˚С в 100 г води може розчинитися 61 г MgCl₂, то й коефіцієнт розчинності дорівнює:

(величина безрозмірна).

Приклад 4. Дайте визначення поняття „ступінь дисоціації”. Як розділяють електроліти за ступенем дисоціації?

Відповідь:

Ступінь дисоціації – визначається співвідношенням концентрацій тієї частки електроліту, що зазнала розпаду на йони, до загальної його концентрації:

 

 

де α – ступінь дисоціації;

N_{дис .} – молекули, що розпалися на йони;

N – вихідне число розчинених молекул.

Ступінь дисоціації виражається у відсотках, чи числом від 0 до 1. Наприклад, для 0,001М водних розчинів кислот ступінь дисоціації має такі значення:

 

хлоридна (HCl) – 0,993 або 99,3%

сульфатна (H₂SO₄)– 0,960 або 96,0%

оцтова (CH₃COOH) – 0,126 або 12,6%

ціанідна (HCN) – 0,0011 або 0,11%

 

За величиною ступеня дисоціації електроліти поділяють на сильні (α близько 100%), слабкі (α менше 5%).

 

Речовини	Сильні електроліти	Слабкі електроліти
Кислоти	H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4, H2SeO4, H2TeO4	Органічні кислоти, HCN, H2S, H2SiO3, H2CO3
Основи	Луги (гідроксиди елементів І А та ІІ А підгруп крім Be(OH)2 Mg(OH)2), TlOH	NH3∙H2O(NH4OH); основи d-елементів (зокрема Fe(OH)3, Cr(OH)3, Cu(OH)2); основи p-елементів (Al(OH)3, Bi(OH)3, Sn(OH)2)
Солі	Майже всі	Hg2Cl2, Fe(NCS)3, Pb(CH3COO)2

 

Іноді виділяють проміжну групу речовин – це електроліти середньої (проміжної) сили (α ~3-5%). До них відносять: розчини HNO₂, HF, H₂SО_3, H₃PO_4, НРО₃, Ca(OH)₂.

Такій розподіл є досить умовним, оскільки ступінь дисоціації залежить від багатьох факторів: від природи розчинника, температури, концентрації розчину. Так, чим більше розведення, тим більшим стає ступінь дисоціації.

 

Приклад 5. Чому дорівнюють константи електролітичної дисоціації сильних і слабких електролітів?

Відповідь:

Електролітична дисоціація - це рівноважний процес, який можна характеризувати константою електролітичної рівноваги.

Для прикладу дисоціації слабкого електроліту амоній гідроксиду константу електролітичної дисоціації можна записати так:

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + ОН^-

звідки:

Кд =

 

де [NH₄⁺] і [OH⁻] - концентрації йонів, моль/л.

Чим більше значення Kд - тим краще електроліт розпадається, на йони. Для даного електроліту значення K постійне при певній температурі і не залежить від концентрації.

Сильні електроліти мають K > 10^-1, слабкі - електроліти мають значення K < 10^-3.

Так для CH₃COOH (t = 25⁰C) Kд = 1,75 ∙ 10^-5 вказує на те, що оцтова кислота - слабкий електроліт. Для Са(ОН)₂ (t = 25⁰C) Кд = 4,0 ∙ 10 ^-2 - електроліт середньої сили, який швидше можна віднести до сильних електролітів.

Багатоосновні кислоти і основи дисоціюють стадійно. Відповідно, для кожної стадії рівноважного стану існують свої значення константи дисоціації. Так для ортофосфатної кислоти Н₃РО₄:

І стадія Н₃РО₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄ ^-

К₁ = = 7,1 ∙ 10^-3

 

П стадія H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^{2 -}

К₂ = = 6,2 ∙ 10^-8

ІП стадія HPO₄^{2 -} ↔ H⁺ + PO₄^3-

К₃ = = 4,4 ∙ 10^-13

 

Константа дисоціації багатоосновної кислоти для всіх стадій рівна добутку констант її окремих стадій. Наприклад, для Н₃РО₄ Кд рівна:

Кд = К₁ ∙ К₂ ∙ К₃

Як видно із значень констант дисоціації для ортофосфатної кислоти (і для інших багатоосновних кислот) кожне наступне значення відрізняється від попереднього ~ в 10⁵ раз.

Порівнюючи величини Kд різних стадій дає можливість говорити про те, що для ортофосфатної кислоти (і для інших багатоосновних кислот) дисоціація протікає в основному по першій стадії.

Таке ж співвідношення між Kд характерне і для основ.

 

Приклад 6. Як розраховується водневий показник?

Відповідь:

Чиста вода за звичайних умов в малій мірі проводить електричний струм. Приблизно лише одна з 10 млн. молекул дисоціює на йони:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^- ΔН = 57,3 кДж

Константа дисоціації води: Кд = = 1,8∙10^-16 (за температури 298 К).

Внаслідок незначної дисоціації можна вважати, що концентрація недисоційованої частини молекул Н₂О є сталою. Розраховуємо [ Н₂О ], прийнявши до уваги, що маса 1 л води ~ 1000 г:

[ Н₂О] = =

Перенесемо сталі члени у виразі константи дисоціації в ліву частину:

К ∙ [H₂O] = [H⁺] ∙ [OH^-]

Це означає, що за певної температури добуток К ∙ [H₂O] є сталою величиною. За 298 К він дорівнює
1,8 ∙ 10^-16 ∙ 55,56 = 10^-14 і називається йонним добутком води Кв:

Кв = [H⁺] ∙ [OH^-] = 10^-14

Йонний добуток залежить від температури. За нагрівання, згідно з принципом Ле Шательє, посилюється процес утворення йонів.

Для хімічно чистої (дистильованої) води:

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л

Водневий показник – це від’ємний десятковий логарифм концентрації катіонів Гідрогену:

рН = -lg[H⁺]

Водневий показник використовується для визначення кислотності середовища:

Шкала рН

посилюється

посилюється

рН

моль/л

[ H+ ]

нейтральне лужне

кислотне

На практиці` для визначення рН середовища використовують індикатори та спеціальні вимірювальні йономіри (рН -метри).

 

Приклад 7. Що таке йон гідроксонію і як він утворюється? Який тип зв’язку в цьому йоні?

Відповідь:

Йон гідроксонію - це гідрат йона Гідрогену, який утворюється при дисоціації молекул кислоти у воді. Тип зв’язку в йоні гідроксонію - донорно-акцепторний. Схема утворення йону гідроксонію: .

Приклад 8. Напишіть рівняння процесів дисоціації ортофосфатної кислоти, калій гідроксиду і алюміній сульфату.

Відповідь:

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

Калій гідроксид дисоціює на йон Калію і гідроксид-іон:

Алюміній сульфат дисоціює за схемою:

Приклад 9. Напишіть рівняння процесів дисоціації цинк гідроксиду, калій гідрогенсульфату і магнійгідроксо нітрату.

Відповідь:

а) дисоціація цинк гідроксиду

Дисоціація амфотерних електролітів можлива по місцях обох зв’язків. Наприклад:

б) дисоціація калій гідрогенсульфату

При дисоціації кислих солей, складні аніони кислотного залишку розкладаються (дисоціюють) з утворенням йонів :

в) дисоціація магнійгідроксо нітрату

При дисоціації основних солей утворюються складні катіони, здатні дисоціювати з утворенням гідроксид-іонів

Приклад 10. Дано розчини, які містять йони , , , . За допомогою яких реакцій можна визначити ці розчини? Напишіть рівняння реакцій.

Відповідь:

Розчин, який містить йони , можна визначити, доливаючи до нього розчин натрій хлориду. При цьому випадає білий осад аргентум хлориду

Розчин, який містить йони , можна визначити за допомогою розчину барій хлориду. При цьому випадає білий осад барій сульфату