Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


“ема 10 розчини. –озчинн≥сть. ≈лектрол≥тична дисоц≥ац≥€.  онцентрац≥€ розчин≥в




ѕриклад 1. як≥ системи називаютьс€ розчинами? « €ких компонент≥в вони складаютьс€? (ƒив. додаток ƒ).

 

¬≥дпов≥дь:

–озчин Ц це гомогенна система з молекул, йон≥в чи ≥нших частинок, складена двома ≥ б≥льше компонентами, к≥льк≥сн≥ сп≥вв≥дношенн€ €ких можуть зм≥нюватись в широких межах.

ќдн≥Їю з головних умов, коли дану систему називають розчином Ї њњ ст≥йк≥сть, тобто неможлив≥сть розд≥ленн€ на складов≥ компоненти при довгому сто€нн≥. ≤ншою ознакою розчин≥в Ї можлив≥сть зм≥нювати в широких межах њх х≥м≥чний склад не зм≥нюючи агрегатного стану. ≤снують газов≥, р≥дк≥ ≥ тверд≥ розчини.

–озчини займають пром≥жне положенн€ м≥ж механ≥чними сум≥шами частинок ≥ ≥ндив≥дуальними х≥м≥чними сполуками. ¬≥д сум≥шей розчини в≥др≥зн€ютьс€ тим, що будь-€кий м≥кроскоп≥чний обТЇм розчину маЇ такий же склад, €к ≥ вс€ маса розчину. Ќа в≥дм≥ну в≥д х≥м≥чних сполук розчини мають зм≥нний склад ≥ не п≥дл€гають закону кратних в≥дношень.

–озчини складаютьс€ ≥з компонент≥в. ќдин з них називаЇтьс€ розчинником, ≥нший - розчиненою речовиною (розчинених речовин в розчин≥ може бути €к завгодно багато).

–озчинником умовно вважають компонент, агрегатний стан €кого не зм≥нюЇтьс€ при утворенн≥ розчину ≥ вм≥ст €кого переважаЇ в дан≥й систем≥.

Ќаприклад, пов≥тр€ Ц це розчин кисню, карбон (≤V) оксиду, вод€них пар≥в, ≥нертних та ≥нших газ≥в в азот≥, поск≥льки його вм≥ст в пов≥тр≥ складаЇ 78%.

ѕриклад 2. як≥ розчини називаютьс€ насиченими, ненасиченими, перенасиченими?

 

¬≥дпов≥дь:

–озчин, у €кому речовина б≥льше не розчин€Їтьс€ за даноњ температури, називаЇтьс€ насиченими.

Ќаприклад, у вод≥ масою 100 г при t0 = 200C розчин€Їтьс€ натр≥й хлорид масою 36 г. Ѕ≥льше натр≥й хлориду в такому обТЇм≥ води розчинитис€ не може, тобто маЇмо насичений розчин.

–озчин, у €кому речовина ще може розчинитис€ за даноњ температури, називаЇтьс€ ненасиченим.

Ќаприклад, €кщо у вод≥ масою 100 г розчинити натр≥й хлорид масою 20 г при t0 = 200C, утворитьс€ ненасичений розчин. ” цьому розчин≥, за такоњ ж температури, може ще розчинитис€ ц€ с≥ль масою 16 г.

ѕон€тт€ Днасичен≥Ф ≥ Дненасичен≥ розчиниФ не сл≥д ототожнювати з пон€тт€м Дконцентрован≥Ф ≥ Дрозведен≥ розчиниФ. ≤снуЇ багато малорозчинних речовин, насичен≥ розчини €ких мають низьку концентрац≥ю розчиненою речовини (наприклад з —а(ќЌ)2, —аSO4 тощо).

ƒл€ де€ких речовин можна отримати розчини, концентрац≥€ €ких за даноњ температури вища, н≥ж концентрац≥€ насиченого розчину. “ак≥ розчини називаютьс€ перенасиченим. ¬они нест≥йк≥, ≥ €кщо внести в такий розчин центр кристал≥зац≥њ (кристалик розчиненоњ речовини, пил тощо), надлишок розчиненоњ речовини викристал≥зуЇтьс€. ÷е в≥дбуваЇтьс€ тому, що швидк≥сть вид≥ленн€ речовини з розчину б≥льша за швидк≥сть розчиненн€.

Ќаприклад, за нагр≥ванн€ можна одержати досить концентрований розчин натр≥й ацетату, в≥дд≥лити його в≥д твердоњ фази ≥ обережно охолодити, п≥сл€ чого концентрац≥€ сол≥ буде б≥льшою, н≥ж в насиченому розчин≥, але њњ надлишок з розчину не вид≥л€Їтьс€.

ѕеренасичен≥ розчини часто застосовують дл€ очищенн€ речовин (метод перекристал≥зац≥њ).

ѕриклад 3. який процес називаЇтьс€ розчинн≥стю?

¬≥дпов≥дь:

¬ природ≥ немаЇ абсолютно нерозчинних речовин. ¬ластив≥сть речовини розчин€тись в даному розчиннику за даних умов (температур≥, тиску) чисельно характеризуЇтьс€ розчинн≥стю.

–озчинн≥сть Ц це максимальна маса речовини, €ка може розчин€тись в 100 г, розчинника.

ѕри розчинност≥ вс≥ речовини д≥л€ть на три групи. якщо в 100 г води розчин€Їтьс€ б≥льше 10 г, то така речовина називаЇтьс€ добре розчинною ≥ позначаЇтьс€ в таблиц≥ розчинност≥ Д р Ф.

якщо в 100 г води розчин€Їтьс€ менше 1 г речовини Ц малорозчинною (м), а коли розчин€Їтьс€ менше 0,01 г речовини Ц нерозчинною (н).

 ≥льк≥сною характеристикою розчинност≥ речовин Ї коеф≥ц≥Їнт розчинност≥.  оеф≥ц≥Їнтом розчинност≥ називаЇтьс€ в≥дношенн€ маси речовини, €ка утворюЇ при дан≥й температур≥ насичений розчин, до обТЇму розчинника:

де Ks Ц коеф≥ц≥Їнт розчинност≥;

mp Ц маса речовини, €ка утворюЇ насичений при дан≥й температур≥ розчин;

V Ц обТЇм розчинника.

ƒл€ водних розчин≥в:

де m (H2O) Ц маса води.

–озчинн≥сть залежить в≥д температури, тому коеф≥ц≥Їнти розчинност≥ будуть справедлив≥ т≥льки певним температурам. Ќаприклад, €кщо при 60˚— в 100 г води може розчинитис€ 61 г MgCl2, то й коеф≥ц≥Їнт розчинност≥ дор≥внюЇ:

(величина безрозм≥рна).

ѕриклад 4. ƒайте визначенн€ пон€тт€ Дступ≥нь дисоц≥ац≥њФ. як розд≥л€ють електрол≥ти за ступенем дисоц≥ац≥њ?

¬≥дпов≥дь:

—туп≥нь дисоц≥ац≥њ Ц визначаЇтьс€ сп≥вв≥дношенн€м концентрац≥й т≥Їњ частки електрол≥ту, що зазнала розпаду на йони, до загальноњ його концентрац≥њ:

 

 

де α Ц ступ≥нь дисоц≥ац≥њ;

Nдис . Ц молекули, що розпалис€ на йони;

N Ц вих≥дне число розчинених молекул.

—туп≥нь дисоц≥ац≥њ виражаЇтьс€ у в≥дсотках, чи числом в≥д 0 до 1. Ќаприклад, дл€ 0,001ћ водних розчин≥в кислот ступ≥нь дисоц≥ац≥њ маЇ так≥ значенн€:

 

хлоридна (HCl) Ц 0,993 або 99,3%

сульфатна (H2SO4)Ц 0,960 або 96,0%

оцтова (CH3COOH) Ц 0,126 або 12,6%

ц≥ан≥дна (HCN) Ц 0,0011 або 0,11%

 

«а величиною ступен€ дисоц≥ац≥њ електрол≥ти под≥л€ють на сильн≥ (α близько 100%), слабк≥ (α менше 5%).

 

–ечовини —ильн≥ електрол≥ти —лабк≥ електрол≥ти
 ислоти H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4, H2SeO4, H2TeO4 ќрган≥чн≥ кислоти, HCN, H2S, H2SiO3, H2CO3
ќснови Ћуги (г≥дроксиди елемент≥в ≤ ј та ≤≤ ј п≥дгруп кр≥м Be(OH)2 Mg(OH)2), TlOH NH3∙H2O(NH4OH); основи d-елемент≥в (зокрема Fe(OH)3, Cr(OH)3, Cu(OH)2); основи p-елемент≥в (Al(OH)3, Bi(OH)3, Sn(OH)2)
—ол≥ ћайже вс≥ Hg2Cl2, Fe(NCS)3, Pb(CH3COO)2

 

≤нод≥ вид≥л€ють пром≥жну групу речовин Ц це електрол≥ти середньоњ (пром≥жноњ) сили (α ~3-5%). ƒо них в≥днос€ть: розчини HNO2, HF, H23, H3PO4, Ќ–ќ3, Ca(OH)2.

“ак≥й розпод≥л Ї досить умовним, оск≥льки ступ≥нь дисоц≥ац≥њ залежить в≥д багатьох фактор≥в: в≥д природи розчинника, температури, концентрац≥њ розчину. “ак, чим б≥льше розведенн€, тим б≥льшим стаЇ ступ≥нь дисоц≥ац≥њ.

 

ѕриклад 5. „ому дор≥внюють константи електрол≥тичноњ дисоц≥ац≥њ сильних ≥ слабких електрол≥т≥в?

¬≥дпов≥дь:

≈лектрол≥тична дисоц≥ац≥€ - це р≥вноважний процес, €кий можна характеризувати константою електрол≥тичноњ р≥вноваги.

ƒл€ прикладу дисоц≥ац≥њ слабкого електрол≥ту амон≥й г≥дроксиду константу електрол≥тичноњ дисоц≥ац≥њ можна записати так:

NH4OH ↔ NH4+ + ќЌ-

зв≥дки:

 д =

 

де [NH4+] ≥ [OH] - концентрац≥њ йон≥в, моль/л.

„им б≥льше значенн€ Kд - тим краще електрол≥т розпадаЇтьс€, на йони. ƒл€ даного електрол≥ту значенн€ K пост≥йне при певн≥й температур≥ ≥ не залежить в≥д концентрац≥њ.

—ильн≥ електрол≥ти мають K > 10-1, слабк≥ - електрол≥ти мають значенн€ K < 10-3.

“ак дл€ CH3COOH (t = 250C) Kд = 1,75 ∙ 10-5 вказуЇ на те, що оцтова кислота - слабкий електрол≥т. ƒл€ —а(ќЌ)2 (t = 250C)  д = 4,0 ∙ 10 -2 - електрол≥т середньоњ сили, €кий швидше можна в≥днести до сильних електрол≥т≥в.

Ѕагатоосновн≥ кислоти ≥ основи дисоц≥юють стад≥йно. ¬≥дпов≥дно, дл€ кожноњ стад≥њ р≥вноважного стану ≥снують своњ значенн€ константи дисоц≥ац≥њ. “ак дл€ ортофосфатноњ кислоти Ќ3–ќ4:

≤ стад≥€ Ќ3–ќ4 ↔ H+ + H2PO4 -

 1 = = 7,1 ∙ 10-3

 

ѕ стад≥€ H2PO4- ↔ H+ + HPO42 -

 2 = = 6,2 ∙ 10-8

≤ѕ стад≥€ HPO42 - ↔ H+ + PO43-

 3 = = 4,4 ∙ 10-13

 

 онстанта дисоц≥ац≥њ багатоосновноњ кислоти дл€ вс≥х стад≥й р≥вна добутку констант њњ окремих стад≥й. Ќаприклад, дл€ Ќ3–ќ4  д р≥вна:

 д =  1 ∙  2 ∙  3

як видно ≥з значень констант дисоц≥ац≥њ дл€ ортофосфатноњ кислоти (≥ дл€ ≥нших багатоосновних кислот) кожне наступне значенн€ в≥др≥зн€Їтьс€ в≥д попереднього ~ в 105 раз.

ѕор≥внюючи величини р≥зних стад≥й даЇ можлив≥сть говорити про те, що дл€ ортофосфатноњ кислоти (≥ дл€ ≥нших багатоосновних кислот) дисоц≥ац≥€ прот≥каЇ в основному по перш≥й стад≥њ.

“аке ж сп≥вв≥дношенн€ м≥ж характерне ≥ дл€ основ.

 

ѕриклад 6. як розраховуЇтьс€ водневий показник?

¬≥дпов≥дь:

„иста вода за звичайних умов в мал≥й м≥р≥ проводить електричний струм. ѕриблизно лише одна з 10 млн. молекул дисоц≥юЇ на йони:

Ќ2ќ ↔ Ќ+ + ќЌ- ΔЌ = 57,3 кƒж

 онстанта дисоц≥ац≥њ води:  д = = 1,8∙10-16 (за температури 298  ).

¬насл≥док незначноњ дисоц≥ац≥њ можна вважати, що концентрац≥€ недисоц≥йованоњ частини молекул Ќ2ќ Ї сталою. –озраховуЇмо [ Ќ2ќ ], прийн€вши до уваги, що маса 1 л води ~ 1000 г:

[ Ќ2ќ] = =

ѕеренесемо стал≥ члени у вираз≥ константи дисоц≥ац≥њ в л≥ву частину:

  ∙ [H2O] = [H+] ∙ [OH-]

÷е означаЇ, що за певноњ температури добуток   ∙ [H2O] Ї сталою величиною. «а 298   в≥н дор≥внюЇ
1,8 ∙ 10-16 ∙ 55,56 = 10-14 ≥ називаЇтьс€ йонним добутком води  в:

 в = [H+] ∙ [OH-] = 10-14

…онний добуток залежить в≥д температури. «а нагр≥ванн€, зг≥дно з принципом Ће ЎательЇ, посилюЇтьс€ процес утворенн€ йон≥в.

ƒл€ х≥м≥чно чистоњ (дистильованоњ) води:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л

¬одневий показник Ц це в≥дТЇмний дес€тковий логарифм концентрац≥њ кат≥он≥в √≥дрогену:

рЌ = -lg[H+]

¬одневий показник використовуЇтьс€ дл€ визначенн€ кислотност≥ середовища:

Ўкала рЌ

посилюЇтьс€
посилюЇтьс€
рЌ
моль/л
 
 
[ H+ ]
 
 
нейтральне лужне
кислотне

Ќа практиц≥` дл€ визначенн€ рЌ середовища використовують ≥ндикатори та спец≥альн≥ вим≥рювальн≥ йоном≥ри (рЌ -метри).

 

ѕриклад 7. ўо таке йон г≥дроксон≥ю ≥ €к в≥н утворюЇтьс€? який тип звТ€зку в цьому йон≥?

¬≥дпов≥дь:

…он г≥дроксон≥ю - це г≥драт йона √≥дрогену, €кий утворюЇтьс€ при дисоц≥ац≥њ молекул кислоти у вод≥. “ип звТ€зку в йон≥ г≥дроксон≥ю - донорно-акцепторний. —хема утворенн€ йону г≥дроксон≥ю: .

ѕриклад 8. Ќапиш≥ть р≥вн€нн€ процес≥в дисоц≥ац≥њ ортофосфатноњ кислоти, кал≥й г≥дроксиду ≥ алюм≥н≥й сульфату.

¬≥дпов≥дь:

Ѕагатоосновн≥ кислоти дисоц≥юють ступ≥нчасто:

 ал≥й г≥дроксид дисоц≥юЇ на йон  ал≥ю ≥ г≥дроксид-≥он:

јлюм≥н≥й сульфат дисоц≥юЇ за схемою:

ѕриклад 9. Ќапиш≥ть р≥вн€нн€ процес≥в дисоц≥ац≥њ цинк г≥дроксиду, кал≥й г≥дрогенсульфату ≥ магн≥йг≥дроксо н≥трату.

¬≥дпов≥дь:

а) дисоц≥ац≥€ цинк г≥дроксиду

ƒисоц≥ац≥€ амфотерних електрол≥т≥в можлива по м≥сц€х обох звТ€зк≥в. Ќаприклад:

б) дисоц≥ац≥€ кал≥й г≥дрогенсульфату

ѕри дисоц≥ац≥њ кислих солей, складн≥ ан≥они кислотного залишку розкладаютьс€ (дисоц≥юють) з утворенн€м йон≥в :

в) дисоц≥ац≥€ магн≥йг≥дроксо н≥трату

ѕри дисоц≥ац≥њ основних солей утворюютьс€ складн≥ кат≥они, здатн≥ дисоц≥ювати з утворенн€м г≥дроксид-≥он≥в

ѕриклад 10. ƒано розчини, €к≥ м≥ст€ть йони , , , . «а допомогою €ких реакц≥й можна визначити ц≥ розчини? Ќапиш≥ть р≥вн€нн€ реакц≥й.

¬≥дпов≥дь:

–озчин, €кий м≥стить йони , можна визначити, доливаючи до нього розчин натр≥й хлориду. ѕри цьому випадаЇ б≥лий осад аргентум хлориду

–озчин, €кий м≥стить йони , можна визначити за допомогою розчину бар≥й хлориду. ѕри цьому випадаЇ б≥лий осад бар≥й сульфату





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-11-05; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 923 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

≈сть только один способ избежать критики: ничего не делайте, ничего не говорите и будьте никем. © јристотель
==> читать все изречени€...

2007 - | 1976 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.048 с.