Что значит растворение осадка в химии примеры

Химическая реакция растворения

Растворение — что это за процесс

Растворы — однородные (гомогенные) системы, в состав которых входят: растворенные вещества, растворитель и (возможно) продукты химической реакции, протекающей между ними.

Особенностью растворенного вещества является равномерное распределение в объеме вещества, которое играет роль растворителя. Для раствора характерно содержание двух и более компонентов.

Растворитель представляет собой вещество, сохраняющее стабильность агрегатного состояния в процессе растворения.

Когда смешивают вещества с идентичными агрегатными состояниями, к примеру, жидкость с жидкостью, газ с газом, твердый материал с твердым, роль растворителя играет компонент с большим содержанием. Процесс, при котором образуется раствор, определяется особенностью взаимодействия частиц растворителя с частицами растворенного вещества и их природой.

Растворение является физико-химическим процессом, в котором можно наблюдать взаимодействие частиц между собой, что приводит к образованию раствора.

Растворение представляет собой результат взаимодействия молекул вещества, играющего роль растворителя, с частицами растворенного вещества. При растворении твердых веществ наблюдают увеличение энтропии. В процессе растворения газообразных веществ энтропия уменьшается. Растворение сопровождается исчезновением межфазной границы, изменением физических свойств раствора, в том числе плотности, вязкости, в некоторых случаях, окраски.

Когда растворитель и растворенное вещество участвуют в химическом взаимодействии, можно наблюдать изменение химических свойств раствора. В качестве примера можно привести растворение газа хлороводорода в воде, результатом которого является образование жидкой соляной кислоты.

Теплота растворения зависит от природы компонентов раствора.

Например: если растворяются кристаллические вещества с растворимостью, увеличивающейся при повышении температуры, то раствор охлаждается. Это объясняется тем, что раствор обладает большей внутренней энергией по сравнению с аналогичными характеристиками кристаллического вещества и растворителя, взятых по отдельности. Как пример, можно рассмотреть кипяток, в котором происходит растворение сахара. В результате раствор значительно охлаждается.

Основные этапы: физическая и химическая стадия

Этапы растворения кристаллических веществ в водной среде:

Классификация растворов в зависимости от механизма растворения:

Физическим растворением называют процесс разрыва и образования лишь межмолекулярных связей, в том числе, водородных.

Физическое растворение можно наблюдать только в случае определенных веществ, выполняющих роль растворителя и растворенного вещества, не вступающих в химические реакции между собой. К примеру, нафталин растворяется в спирте.

Химическое растворение является видом растворения, которое предполагает разрушение исходных химических связей в процессе химического превращения.

Например: химическое растворение протекает при электрической диссоциации растворяемого вещества.

При растворении имеет место следующая закономерность: подобное хорошо растворяется в подобном. Так, в неполярных растворителях хорошо растворяются неполярные вещества. Полярными растворителями целесообразно растворять полярные вещества. Благодаря исследованиям механизмов растворения, природы растворяемых веществ и растворителей, определяют степень растворимости одного вещества в другом.

Признаки химического взаимодействия при растворении

Физические признаки растворения выражаются в виде диффузии. Процесс заключается в распределении частиц растворенного вещества между молекулами вещества, которое является растворителем. В результате «качества» растворенного вещества проявляются в растворе.

Признаками химических явлений являются:

Когда концентрированная серная кислота растворяется в водной среде, температура раствора значительно повышается. Данное явление нашло практическое применение в «химических грелках».

Процесс растворения нитрата аммония в воде сопровождается сильным поглощением теплоты, что объясняет охлаждение раствора. На данном эффекте основан принцип действия гипотермического пакета, который входит в состав автомобильной аптечки для оказания первой медицинской помощи.

Безводный сульфат меди (II) обладает белой окраской. Когда вещество растворяют в воде, раствор окрашивается в голубой цвет.

В современной науке имеет место теория, объединяющая две точки зрения. Ее называют физико-химической теорией растворов. Предпосылки к данной теории были сформулированы еще в 1906 году Д.И. Менделеевым в учебнике «Основы химии».

Факторы растворимости веществ

Растворимость представляет собой свойство вещества растворяться в каком-либо растворителе.

Мера растворимости при заданных условиях определена содержанием данного вещества в насыщенном растворе. Существует условная классификация веществ в зависимости от их способности растворяться:

Когда вещество контактирует с водной средой, можно получить следующий результат:

Коэффициент растворимости определяется, как отношение массы растворенного вещества к массе растворителя (к примеру, 10 г соли на 100 г воды).

В зависимости от того, какой концентрацией обладает растворенное вещество, растворы условно разделяют на:

Ненасыщенные растворы — это те, в которых концентрация растворенного вещества меньше по сравнению с концентрацией в соответствующем насыщенном растворе. Особенность ненасыщенного раствора заключается в возможности при заданных условиях растворить в нем еще определенное количество растворенного вещества.

Насыщенные растворы представляют собой растворы с максимальной концентрацией растворенного вещества при заданных условиях.

В некоторых случаях нет необходимости создавать специальные условия для приготовления насыщенного раствора. Эксперимент можно поставить в домашних условиях.

При смешивании поваренной соли с водой образуется раствор. Когда смесь становится насыщенной, поваренная соль перестает растворяться в воде, так как достигнута ее максимальная концентрация.

Перенасыщенным раствором называют такой раствор, в котором растворенное вещество находится в концентрации, превышающей его концентрацию в насыщенном растворе.

Излишки растворенного вещества достаточно просто выпадают в виде осадка. Для получения перенасыщенного раствора можно, к примеру, охладить насыщенный раствор, компонентами которого являются поваренная соль и вода. В том случае, когда температура снижается, уменьшается растворимость поваренной соли. В результате получают перенасыщенный раствор.

В зависимости от концентрации растворенного вещества растворы бывают:

Концентрированные растворы являются растворами, для которых характерно относительно высокое содержание растворенного вещества.

Разбавленные растворы представляют собой растворы, в которых растворенное вещество характеризуется относительно низким содержанием.

Подобная классификация является условной и не зависит от деления раствора по насыщенности. Разбавленный раствор может являться насыщенным. Концентрированный раствор не во всех случаях можно отнести к насыщенным растворам.

где m р.в. определяет массу растворенного вещества, г;

m р-ля является массой растворителя, г.

Растворимость некоторых веществ в воде при температуре 20 °C:

Растворимость веществ зависит от нескольких факторов:

Абсолютно нерастворимых веществ не существует. Все вещества лишь условно классифицируют на растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Даже такие материалы, как серебро и золото, частично растворяются в воде. С другой стороны, растворимость этих металлов столь мала, что ей допустимо пренебречь.

Растворимость, которой характеризуются твердые вещества, определяется структурой этих веществ, то есть типом кристаллической решетки. К примеру, вещества с металлическими кристаллическими решетками, в том числе железо и медь, отличаются малой растворимостью в воде. Вещества, для которых характерна ионная кристаллическая решетка, обычно хорошо растворяются в воде.

Подобное хорошо растворяется в подобном.

Согласно озвученному правилу, вещества, обладающие связями ионного или ковалентного полярного типа, хорошо растворяются в полярных растворителях. В качестве примера можно привести соли, которые характеризуются хорошей растворимостью в воде. С другой стороны, неполярные вещества в распространенных случаях способны хорошо растворяться в неполярных растворителях.

В большинстве своем соли щелочных металлов и аммония хорошо растворяются в водной среде. Высокой степенью растворимости характеризуются практически все нитраты, нитриты, многие галогениды, за исключением галогенидов серебра, ртути, свинца, таллия, и сульфаты, кроме сульфатов щелочноземельных металлов, серебра и свинца. Сульфиды, фосфаты, карбонаты, некоторые другие соли переходных металлов обладают небольшими показателями растворимости.

Растворимость газообразных веществ в жидких средах определяется их природой. К примеру, в 100 объемах воды при температуре 20 °C можно растворить 2 объема водорода, 3 объема кислорода. При аналогичных условиях в 1 доле воды можно растворить 700 объемов аммиака.

Процесс растворения газообразных веществ в воде, как результат гидратации молекул растворяемого газа, протекает с выделением теплоты. В связи с этим, когда температура повышается, растворимость газообразных веществ снижается.

Температурный режим неодинаково влияет на способность твердых веществ растворяться в воде. В распространенных случаях можно наблюдать повышение растворимости при нагреве твердых веществ.

Растворимость твердых и жидких веществ в жидких средах почти не меняется при перепадах давления. Это связано с незначительным изменением объема в процессе растворения. Когда в жидкости растворяют газы, объем системы уменьшается. В связи с этим, при повышении давления увеличивается растворимость газообразных веществ. Общий вид зависимости растворимости газов от давления описан законом У. Генри (Англия, 1803 г.).

Закон У. Генри: растворимость газа при стабильной температуре прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.

Рассмотренная закономерность справедлива для небольших давлений в случае газообразных веществ со сравнительно небольшой растворимостью и при условии отсутствия химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителя.

В том случае, когда вода содержит примеси других веществ, например, соли, кислоты и щелочи, газы хуже растворяются в такой среде. Газообразный хлор характеризуется растворимостью в насыщенном водном растворе поваренной соли, которая в 10 раз меньше по сравнению с аналогичным показателем в чистой воде.

Эффект, предполагающий снижение растворимости в присутствии солей, называют высаливанием. Ухудшение свойств растворимости связано с гидратацией солей, которая является причиной уменьшения количества свободных молекул воды. Молекулы воды, образовавшие связи с ионами электролита, не являются растворителем для каких-либо веществ.

Примеры растворения твердых веществ в воде

Данные о растворимости веществ необходимы для решения многих задач по химии, связанных с записью уравнений реакций. Таблица растворимости содержит информацию о зарядах веществ, которую используют для корректной записи реагентов и схем химического взаимодействия. По растворимости в воде определяют способность соли или основания диссоциировать.

Водные соединения, проводящие ток, являются сильными электролитами. Существует и другой тип веществ, которые отличаются тем, что плохо проводят ток. Такие соединения являются слабыми электролитами. Сильные электролиты представляет собой вещества, практически полностью ионизирующиеся в воде. В отличие от них, слабые электролиты проявляют это свойство лишь в малой степени.

Существует несколько видов уравнений:

Краткие ионные уравнения являются сокращенным вариантом полных ионных уравнений. В полном уравнении принято записывать все ионы из которых состоят реагенты и продукты реакции.

В виде отдельных ионов можно записывать только сильные электролиты.

Затем, сократив одинаковые ионы, присутствующие в обоих частях химического уравнения, получают уравнение в кратком виде.

В молекулярных уравнениях все, без исключения, вещества записаны в молекулярном виде.

Источник

Понятие о растворах. Растворимость веществ

Растворы — гомогенные (однородные) системы переменного состава, которые содержат два или несколько компонентов.

Наиболее распространены жидкие растворы. Они состоят из растворителя (жидкости) и растворенных веществ (газообразных, жидких, твердых):

Жидкие растворы могут быть водные и неводные. Водные растворы — это растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы — это растворы, в которых растворителями являются другие жидкости (бензол, спирт, эфир и т. д.). На практике чаще применяются водные растворы.

Растворение веществ

Растворение — сложный физико-химический процесс. Разрушение структуры растворяемого вещества и распределение его частиц между молекулами растворителя — это физический процесс. Одновременно происходит взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества, т.е. химический процесс. В результате этого взаимодействия образуются сольваты.

Сольваты — продукты переменного состава, которые образуются при химическом взаимодействии частиц растворенного вещества с молекулами растворителя.

Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называются гидратами. Процесс образования сольватов называется сольватацией. Процесс образования гидратов называется гидратацией. Гидраты некоторых веществ можно выделить в кристаллическом виде при выпаривании растворов. Например:

Что представляет собой и как образуется кристаллическое вещество синего цвета? При растворении в воде сульфата меди (II) происходит его диссоциация на ионы:

Образующиеся ионы взаимодействуют с молекулами воды:

При выпаривании раствора образуется кристаллогидрат сульфата меди (II) — CuSО₄ • 5Н₂О.

Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами. Вода, входящая в их состав, называется кристаллизационной водой. Примеры кристаллогидратов:

Впервые идею о химическом характере процесса растворения высказал Д. И. Менделеев в разработанной им химической (гидратной) теории растворов (1887 г.). Доказательством физико-химического характера процесса растворения являются тепловые эффекты при растворении, т. е. выделение или поглощение теплоты.

Тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физического и химического процессов. Физический процесс протекает с поглощением теплоты, химический — с выделением.

Если в результате гидратации (сольватации) выделяется больше теплоты, чем ее поглощается при разрушении структуры вещества, то растворение — экзотермический процесс. Выделение теплоты наблюдается, например, при растворении в воде таких веществ, как NaOH, AgNО₃, H₂SО₄, ZnSО₄ и др.

Если для разрушения структуры вещества необходимо больше теплоты, чем ее образуется при гидратации, то растворение — эндотермический процесс. Это происходит, например, при растворении в воде NaNО₃, KCl, K₂SO₄, KNO₂, NH₄Cl и др.

Растворимость веществ

Мы знаем, что одни вещества хорошо растворяются, другие — плохо. При растворении веществ образуются насыщенные и ненасыщенные растворы.

Насыщенный раствор — это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данной температуре.

Ненасыщенный раствор — это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данной температуре.

Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости. Коэффициент растворимости показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 мл растворителя при данной температуре.

Растворимость выражают в граммах на литр (г/л).

По растворимости в воде вещества делят на 3 группы:

Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде:

Растворимость веществ зависит от природы растворителя, от природы растворенного вещества, температуры, давления (для газов). Растворимость газов при повышении температуры уменьшается, при повышении давления — увеличивается.

Зависимость растворимости твердых веществ от температуры показывают кривые растворимости. Растворимость многих твердых веществ увеличивается при повышении температуры.

По кривым растворимости можно определить: 1) коэффициент растворимости веществ при различных температурах; 2) массу растворенного вещества, которое выпадает в осадок при охлаждении раствора от t₁ o C до t₂ o C.

Процесс выделения вещества путем испарения или охлаждения его насыщенного раствора называется перекристаллизацией. Перекристаллизация используется для очистки веществ.

Источник

Образование и растворение осадков

Осадок малорастворимого электролита образуется только тогда, когда ионное произведение (ИП) превысит при данной температуре величину его произведения растворимости.

Если ИП ПР – р-р пересыщенный;

ИП ПР↓ – условие образования осадков.

Образование и растворение осадков находится в определенной зависимости от произведения растворимости. Чем меньше ПР для однотипных электролитов, тем быстрее и полнее образуется осадок.

Необходимо учитывать возможность образования пересыщенных растворов. Внесение затравки, потирание стенок сосуда стеклянной палочкой ускоряют выделение осадка.

Процесс растворения осадка противоположен процессу его образования. Для растворения осадка необходимо сместить равновесие в системе осадок Û насыщенный раствор. Этого можно достигнуть несколькими путями:

· добавление свежих порций растворителя, что делает раствор над осадком ненасыщенным и для восстановления равновесия часть осадка должна раствориться;

· выведение ионов из насыщенного раствора связыванием их в более прочные соединения. Это могут быть слабые электролиты, достаточно устойчивые комплексные ионы, осадки с меньшей растворимостью, чем исходный;

· переведение ионов осадка в соединения, разлагающиеся с выделением газа;

· изменение степени окисления ионов осадка, окисление или восстановление их в другие соединения, что также вызывает смещение равновесия в сторону растворения, т.к. ионы из раствора выводятся.

Растворение осадка разбавлением можно осуществлять двумя способами: одноразовым введением достаточного объема растворителя или последовательно добавлять и сливать с осадка свежие дробные порции растворителя. Второй способ дает больший эффект и обычно рекомендуется в аналитической практике. Но подходит он больше для растворения среднерастворимых соединений; так как при растворении малорастворимого электролита образуется большой объем очень разбавленного раствора, что затрудняет анализ. Таким способом промывают малорастворимые осадки от соосажденных примесей в качественном и, особенно, в количественном анализе.

Чем прочнее удается связать ионы в растворе над осадком, тем быстрее идет процесс растворения. Поэтому, чем меньше константа ионизации образующегося слабого электролита, чем меньше константа нестойкости комплексного иона и чем меньше растворимость образующегося соединения, тем легче и полнее протекает процесс растворения осадка. Проиллюстрировать приведенные способы можно следующими схемами уравнений реакций происходящих процессов: малорастворимые основания Mg(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Mn(OH)₂, Fe(OH)₂, Cr(OH)₃ и др. хорошо растворяются в растворах кислот, т.к. при этом ионы водорода связывают гидроксид-ионы в слабый электролит – Н₂О:

Малорастворимые кислоты растворяются в растворах щелочей, процесс также идет за счет образования слабого электролита – Н₂О:

Кислые соли некоторых слабых кислот растворяются не только в сильных кислотах, но и в щелочах:

Малорастворимые соли слабых кислот растворяются в сильных кислотах с образованием слабого электролита – кислоты:

Соли сильных кислот, нерастворимые в сильных кислотах, растворяются в соединениях, образующих с ионами осадка комплексные соли:

Такие соли сильных кислот, как BaSO₄, CaSO₄, PbSO₄, SrSO₄, нерастворимые в сильных кислотах и щелочах, переводят в другие малорастворимые соединения, которые, в свою очередь, растворяются в кислотах:

В этом случае, образующийся осадок AgCl затем растворяют в растворе аммиака (см. гл. VI, §5).

Сравнительно легко идет процесс растворения, если в результате реакции образующийся продукт выделяется в виде газа:

Исключение составляют малорастворимые соли слабых кислот с очень малой величиной произведения растворимости. Того ничтожно малого количества ионов, которое содержится в насыщенном растворе над осадком, недостаточно для образования слабой кислоты.

но нельзя таким образом осадить сульфиды ZnS, SnS, CdS, NiS, MnS из кислых растворов, т.к. эти соединения растворяются в кислотах.

Произведение растворимости и растворимость некоторых сульфидов

Для растворения малорастворимых сульфидов Ag, Hg, Pb, Bi, Cu, As, Sb применяют обычно окислители:

В качестве окислителя может использоваться азотная кислота:

Очень сильным окислителем является «царская водка». Рассмотрим далее детально процесс растворения сульфида ртути в «царской водке»:

3HgS↓ + 2HNO₃ + 6HCl = 3HgCl₂ + 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O

Малорастворимые оксиды Al₂O₃, Cr₂O₃, Fe₂O₃ и др. сплавляют с гидросульфатом натрия NaHSO₄, калия KHSO₄ или с пиросульфатом калия K₂S₂O₇ при t ≈ 700 o C. Остывший плав растворяют в горячей воде. Для ускорения процесса добавляют несколько капель соляной или серной кислоты.

Для растворения оксида кремния – SiO₂ и силикатов, не разлагаемых кислотами, пользуются методом сплавления их с Na₂CO₃. Полученный плав растворяют в соляной или фтороводородной кислоте.

Источник

Растворы

Содержание:

Растворы – это однородные гомогенные системы, состоящие из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. Растворенное вещество равномерно распределено в растворителе. Раствор может состоять из двух и более компонентов.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Растворы

Раствор — это однородная (гомогенная) смесь двух или более компонентов (составных частей, или веществ).

Численное выражение состава растворов

В природе и технике растворы имеют огромное значение. Растения усваивают вещества в виде растворов. Усвоение пищи связано с переводом питательных веществ в раствор. Все природные воды являются растворами. Растворами являются важнейшие физиологические жидкости — кровь, лимфа и др. Многие химические реакции протекают в растворах.

Растворы — это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия.

Так, например, раствор серной кислоты состоит из растворителя — воды (первый компонент), растворенного вещества — кислоты (второй компонент) и продуктов их взаимодействия — гидратированных ионов: , , ; раствор гидроксида калия — из воды, гидроксида калия и гидратированных ионов и (см. § 5.7).

По агрегатному состоянию растворы бывают жидкие, твердые и газообразные. Примером жидких растворов могут быть растворы солей в воде; примером твердых — сплав никеля и меди (из которых делают разменную монету) или сплав серебра и золота; примером газообразных — смеси газов, воздух. Наибольшее значение имеют жидкие (водные) растворы.

Важной характеристикой любого раствора является его состав.

Существуют различные способы численного выражения состава растворов: массовая доля растворенного вещества, молярная концентрация и др.

Массовая доля растворенного вещества — это безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора, т. е.

где — массовая доля растворенного вещества; — масса растворенного вещества и m — общая масса раствора.

Массовую долю растворенного вещества обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворенного вещества — серной кислоты в воде равна 0,05 или 5%. Это означает, что в растворе серной кислоты массой 100 г содержится серная кислота массой 5 г и вода массой 95 г.

Молярная концентрация или молярность — это величина, равная отношению количества растворенного вещества к объему раствора, т. е.

где с(Х) — молярная концентрация частиц X, п(Х) — количество вещества частиц X, содержащихся в растворе, V — объем раствора. Основной единицей молярной концентрации является моль/л. Примеры записи молярной концентрации: с(НСl) = 0,1 моль/л, с()= =0,5 моль/л, c()=10 моль/л, с() = моль/л.

Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворенного вещества, называется молярным.

Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль вещества, то он называется децимолярным, 0,01 моль — сантимолярным, 0,001 моль — миллимолярным. Молярность раствора обычно обозначается буквой М. Например, 1MNaOH — молярный раствор гидроксида натрия, 1 л такого раствора содержит 1 моль вещества или 1 моль40 г/моль = 40 г NaOH; 0,01 М NaOH — сантимолярный раствор, 1 л его содержит 0,01 моль, т. е. 0,0140 г = 0,4 г NaOH, и т. д.

Чтобы приготовить, например, децимолярный раствор гидроксида натрия, надо отвесить 4 г его, внести в литровую мерную колбу, на горлышке которой отмечен объем, точно равный 1 л (рис. 5.1, а), добавить дистиллированной воды до полного растворения вещества и затем раствор довести до метки [нижняя часть мениска должна касаться метки (рис. 5.1, б)].

Пользоваться молярной концентрацией удобно, так как известно число молей (количество вещества), содержащееся в определенном объеме раствора. Например, для нейтрализации 1 л 1М раствора NaOH необходимы в соответствии с уравнениями реакций:

a) ; б)

следующие объемы растворов кислот: 1 л 1М НСl или 0,5 л 1М . Очевидно, на нейтрализацию 0,5 л 2М раствора NaOH потребуется 0,5 л 2М НСl, или 0,5 л 1М , или 0,25 л 2М и т. д.

Растворимость веществ в воде

Растворимость — это свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе. В воде могут растворяться твердые, жидкие и газообразные вещества.

По растворимости в воде все вещества делятся на три группы: 1) хорошо растворимые, 2) мало растворимые и 3) практически нерастворимые. Последние называют также нерастворимыми веществами. Однако следует отметить, что абсолютно нерастворимых веществ нет. Если опустить в воду стеклянную палочку или кусочек золота или серебра, то они в ничтожно малых количествах все же растворяются в воде. Как известно, растворы серебра или золота в воде убивают микробов.

Из приведенных примеров следует, что растворимость прежде всего зависит от природы веществ. Кроме того, она зависит также от температуры и давления. Сам процесс растворения обусловлен взаимодействием частиц растворимого вещества и растворителя; это самопроизвольный процесс.

Процесс растворения твердых веществ в жидкостях можно представить так: под влиянием растворителя от поверхности твердого вещества постепенно отрываются отдельные ионы или молекулы и равномерно распределяются по всему объему растворителя. Если растворитель соприкасается с большим количеством вещества, то через некоторое время раствор становится насыщенным.

Насыщенным называется такой раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.

Чтобы приготовить насыщенный раствор, надо в воду при данной температуре добавлять при перемешивании вещество до тех пор, пока не образуется осадок, т. е. избыток вещества останется нерастворенным. В этом случае наступит динамическое равновесие между раствором и избытком растворяемого вещества: сколько частиц вещества будет переходить в раствор, столько их будет выделяться (кристаллизоваться) из раствора. В насыщенном растворе при данной температуре содержится максимально возможное количество растворенного вещества.

В ненасыщенном растворе содержится меньше вещества, а в пересыщенном — больше, чем в насыщенном. Пересыщенные растворы весьма неустойчивы. Легкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристалла соли вызывает выпадение в осадок избытка растворенного вещества. Пересыщенные растворы образуют сахароза, , , , и др.

Часто малорастворимые и практически нерастворимые вещества объединяют одним названием — малорастворимые. Тогда говорят только о растворимых и малорастворимых веществах.

Количественно растворимость выражается концентрацией насыщенного раствора. Чаще всего ее выражают максимальным числом граммов вещества, которое можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре. Это количество иногда называют коэффициентом растворимости или просто растворимостью вещества. Так, например, при 18°С в 100 г воды растворяется 51,7 г соли нитрата свинца (II) (т. е. растворимость этой соли при 18°С равна 51,7). Если при той же температуре сверх этого количества добавить еще соли нитрата свинца (II), то она не растворится, а выпадет в виде осадка.

Говоря о растворимости вещества, следует указывать температуру при растворении. Чаще всего растворимость твердых веществ с увеличением температуры возрастает. Это наглядно изображается с помощью кривых растворимости (рис. 5.2). По оси абсцисс откладывают температуру, а по оси ординат — коэффициент растворимости. Однако растворимость некоторых веществ при увеличении температуры возрастает незначительно (например, NaСl, ) или даже уменьшается [например, , , ]. На коэффициент растворимости твердого тела в воде давление влияет весьма незначительно, так как при растворении не происходит заметного изменения объема системы.

С помощью кривых растворимости легко рассчитать, сколько соли выпадет из раствора при его охлаждении. Например, если взять 100 г воды и приготовить при 45°С насыщенный раствор нитрата калия, а затем его охладить до 0°С, то, как следует из кривой растворимости (рис. 5.2), должно выпасть 60 г кристаллов соли. По кривым растворимости легко определяют коэффициент растворимости веществ при разных температурах.

Выделение вещества из раствора при понижении температуры называется кристаллизацией. Если в растворе содержались примеси, то при кристаллизации вещество всегда получается чистым, так как по отношению к примесям раствор остается ненасыщенным даже при понижении температуры и примеси не выпадают в осадок. На этом основан метод очистки веществ, называемый перекристаллизацией.

При растворении газов в воде выделяется теплота. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье при повышении температуры растворимость газов уменьшается, а при понижении — увеличивается (рис. 5.3). Растворимость газов увеличивается при повышении давления. Так как объем газа, растворяющийся в данном объеме воды, не зависит от давления, то растворимость газа обычно выражают в мл, растворяющихся в 100 г растворителя (рис. 5.3).

Тепловые явления при растворения

Растворение веществ сопровождается тепловым эффектом: выделением или поглощением теплоты — в зависимости от природы вещества. При растворении в воде, например, гидроксида калия, серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, т. е. выделение теплоты, а при растворении нитрата аммония — сильное охлаждение раствора, т. е. поглощение теплоты. В первом случае осуществляется экзотермический процесс ( 0). Теплота растворения — это количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при растворении 1 моль вещества. Так, для гидроксида калия = —55,65 кДж/моль, а для нитрата аммония = +26,48 кДж/моль.

В результате химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем образуются соединения, которые называют сольватами (или гидратами, если растворителем является вода). Образование таких соединений роднит растворы с химическими соединениями.

Великий русский химик Д. И. Менделеев создал химическую теорию растворов, которую он обосновал многочисленными экспериментальными данными, изложенными в его книге «Исследования водных растворов по их удельному весу», вышедшей в 1887 г. «Растворы суть химические соединения, определяемые силами, действующими между растворителем и растворенным веществом»,— писал он в этой книге. Теперь известна природа этих сил. Сольваты (гидраты) образуются за счет донорно-акцепторного, ион-дипольного взаимодействий, за счет водородных связен, а также дисперсионного взаимодействия (в случае растворов родственных веществ, например бензола и толуола).

Особенно склонны к гидратации (соединению с водой) ионы. Ионы присоединяют полярные молекулы воды, в результате образуются гидратированные ионы (см. § 5.4); поэтому, например, в растворе ион меди (II) голубой, в безводном сульфате меди он бесцветный. Многие из таких соединений непрочны и легко разлагаются при выделении их в свободном виде, однако в ряде случаев образуются прочные соединения, которые можно легко выделить из раствора кристаллизацией. При этом выпадают кристаллы, содержащие молекулы воды.

Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллизационной. Кристаллогидратами являются многие природные минералы. Ряд веществ (в том числе и органические) получаются в чистом виде только в форме кристаллогидратов. Д. И. Менделеев доказал существование гидратов серной кислоты, а также ряда других веществ. В химических формулах гидратов и кристаллогидратов формулу воды пишут отдельно (через точку), например , , , , , и т. д.

Таким образом, растворение — не только физический, но и химический процесс. Растворы образуются путем взаимодействия частиц растворенного вещества с частицами растворителя. Ученик Д. И. Менделеева Д. П. Коновалов всегда подчеркивал, что между химическими соединениями и растворами нет границ.

Жидкие растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями постоянного состава и механическими смесями. Как и химические соединения, они однородны и характеризуются тепловыми явлениями, а также часто наблюдающейся контракцией — сокращением объема при смешивании жидкостей. С другой стороны, в отличие от химических соединений растворы не подчиняются закону постоянства состава. Они, как и смеси, могут быть легко разделены на составные части. Процесс растворения есть физико-химический процесс, а растворы — физико-химические системы.

Много внимания изучению растворов уделял М. В. Ломоносов. Он провел исследования по установлению зависимости растворимости веществ от температуры, изучал выделение и поглощение теплоты при растворении и открыл охлаждающие смеси. М. В. Ломоносов впервые установил, что растворы замерзают (кристаллизуются) при более низкой температуре, чем растворитель. Он же дал молекулярно-кинетическое объяснение растворению, близкое к современному, полагая, что частицы растворенного вещества равномерно распределяются среди частиц растворителя.

Около 40 лет научной работы посвятил изучению растворов Д. И. Менделеев. Его химическая теория растворов оказалась исключительно плодотворной. На ее основе возникли новые научные дисциплины — такие, как физико-химический анализ, химия комплексных соединений, электрохимия неводных растворов. Ныне эта теория общепризнана.

Большой вклад в развитие химической теории растворов сделали известные русские ученые Д. П. Коновалов, И. А. Каблуков, Н. С. Курнаков.

Электролиты и неэлектролиты

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. Это можно наблюдать е помощью простого прибора (рис. 5.4). Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара, то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электролиты — проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

Так, хлорид натрия NaCl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия и хлорид-ионы . Вода образует ионы водорода и гидроксид-ионы лишь в очень незначительных количествах.

Теория электролитической диссоциации

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительные и отрицательные.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома — это простые ионы (, , и т. д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы (, , и т.д.). Многие ионы окрашены. Например, ион имеет малиновый цвет, ион — желтый, ионы и бесцветны. Само название «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами.

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация — обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион и анион в общем виде записывается так:

Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Механизм диссоциации

Существенным является вопрос о механизме электролитической диссоциации. В самом деле, почему электролиты диссоциируют на ионы? Учение о химической связи атомов помогает ответить на этот вопрос.

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов (см. § 3.3). При их растворении

диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом, как показано на рис. 5.5, образуются гидротированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентнруются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами — к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гид-ратированные ионы (рис. 5.6). Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью — соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ноны они могут в полярных растворителях.

Гидратация ионов

Известный русский химик И. А. Каблуков показал, что электролитическую диссоциацию нельзя объяснить без химической теории растворов Д. И. Менделеева. Как известно, Д. И. Менделеев экспериментально обосновал образование химических соединении при взаимодействии растворенного вещества с растворителем. Действительно, при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы (см. рис. 5.6). Эти ионы связаны с молекулами воды, т. е. гидратированы. И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратирован-ные ионы. В настоящее время это представление общепринято.

Итак, гидратация ионов (в общем случае сольватация — химическая связыюнов с молекулами неводного растворителя) — основная причина диссоциации. Она отчасти затрудняет их обратное соединение (ассоциацию).

Гидратированные ионы содержат как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ион водорода , удерживающий одну молекулу воды,— это гидратированный протон . В научной литературе его изображают формулой (или ) и называют ионом гидроксония.

Следует помнить, что в растворах нет иона , а есть ион , который иногда для простоты условно обозначают символом . Говоря об ионе водорода в растворах, всегда имеют в виду ион гидроксония.

Механизм возникновения прочной ковалентной связи в ионе донорно-акцепторный:

Молекула воды — донор, протон — акцептор.

Однако мнения химиков разделились. Одни полагают, что в растворе существуют только ионы гидроксония , а другие считают, что помимо иона имеются также ионы (который можно представить как или и или ). Ни то, ни другое предположение экспериментально не подтверждено. Большинство других ионов также образуют гидраты переменного состава. Поэтому лучше изображать нон водорода как (водн.), что означает гидратированный ион водорода. Аналогично следует поступать и при написании других гндратированных ионов. Например:

Но обычно для простоты написания указания в скобках опускают.

Диссоциация кислот, оснований и солеи в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, — одноосновные кислоты — образуется один катион водорода; , , — двухосновные, a , —трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты , только один, входящий в карбоксильную группу — СООН, способен отщепляться в виде катиона , — уксусная кислота одноосновная.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) , и .

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH и , , , , а также . Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, — однокислотное основание, — двухкислотное, — трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными, или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы и (в незначительных количествах):

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов .

Диссоциацию амфотерного гидроксида цннка можно выразить уравнением

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония ) и анионы кислотных остатков.

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Например:

Степень дмссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация — процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа ).

Степень диссоциации — это отношение числа распавшихся на ионы молекул п к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если = 0, то диссоциация отсутствует, а если = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Так диссоциируют сильные электролиты (см. § 5.10.). Если же = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т. е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые (см. ниже).

Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита — уксусной кислоты:

При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, — степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты — степень диссоциации уменьшается.

Сильные и слабые электролиты

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы.

2) многие минеральные кислоты, например , , HCI, HBr, HI, , , ;

3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Диссоциация сильного электролита, например NaCl, обычно изображается уравнением

Как отмечалось выше, в кристалле хлорида натрия отсутствуют молекулы NaCl. При растворении кристаллическая структура разрушается, гидратированные ноны переходят в раствор. Молекулы в растворе также отсутствуют. Поэтому о недиссоциированных молекулах в растворах сильных электролитов можно говорить лишь условно. Их скорее можно представлять как ионные пары (), т. е. находящиеся близко друг около друга противоположно заряженные ионы (сблизившиеся до расстояния, равного сумме радиусов ионов). Это якобы недиссоциированные молекулы или, как их называют, квазимолекулы. Тогда уравнение реакции (а) следовало бы записать так:

Однако для простоты его пишут как уравнение (а), под символом NaCl понимая ионную пару (квазимолекулу). Концентрация квазимолекул в растворе всегда очень мала, а концентрация ионов велика.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например , , , , ;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также , который можно изображать как гидрат аммиака (см. § 10.3).

К слабым электролитам относится вода.

Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

Реакции ионного обмена

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак , стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Для закрепления этих положении рассмотрим два примера.

Пример 1. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа (III) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах,

Разобьем решение задачи на четыре этапа.

1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

2. Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде ионов, а уходящие из сферы реакции — в виде молекул:

Эго ионное уравнение реакции.

3. Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т. е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты):

4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде:

Это сокращенное ионное уравнение реакции. Как видно из этого уравнения, сущность реакции сводится к взаимодействию ионов и , в результате чего образуется осадок . При этом вовсе не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия.

Пример 2. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида калия и нитрата натрия. Так как продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции, то данная реакция обратима.

Как и в примере 1, записываем по этапам:

Уравнения для следующих этапов написать нельзя, так как с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит. Однако если выпаривать этот раствор, то будут возникать новые химические связи между ионами и получится смесь четырех солей: , , , .

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если при таких реакциях не происходит изменения зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они называются ионообменными.

Диссоциация воды. рН

Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы и , которые находятся в равновесии с недис-социированными молекулами:

Концентрацию ионов обычно выражают в молях ионов в 1 л. Как видно из уравнения диссоциации воды, в ней величины [] и [] одинаковы. Опытом установлено, что в одном литре воды при комнатной температуре (22°С) диссоциации подвергается лишь моля воды и при этом образуется моль/л ионов и моль/л ионов .

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называется ионным произведением воды (обозначается Кв). При определенной температуре — величина постоянная, численно равная при 22°С :

Постоянство произведения [][] означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как -, так и -ионы. Действительно, для чистой воды [] = [] = моль/л. Если в нее добавить кислоту, то [] станет больше , а [] меньше моль/л. И наоборот, если к воде добавить щелочи, то [] становится меньше , а [] — больше моль/л.

Из постоянства произведения [][] следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшается концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию -ионов, если известна концентрация -ионов, и наоборот. Например, если в водном растворе [] = моль/л, то [] определится так:

Таким образом, кислотность и щелочность раствора можно выражать через концентрацию либо ионов , либо ионов . На практике пользуются первым способом. Тогда для нейтрального раствора [] = , для кислого []> и для щелочного [] 7. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, величиной рН и реакцией раствора можно выразить схемой

Из схемы видно, что чем меньше рН, тем больше концентрация ионов , т. е. выше кислотность среды; и наоборот, чем больше рН, тем меньше концентрация ионов , т. е. выше щелочность среды.

Приведем значения рН некоторых наиболее известных растворов и укажем соответствующую им реакцию среды: желудочный сок — рН 1,7 (сильнокислая реакция), торфяная вода — рН 4 (слабокислая), дождевая вода — рН 6 (слабокислая), водопроводная вода — рН 7,5 (слабощелочная), кровь — рН 7,4 (слабощелочная), слюна — рН 6,9 (слабокислая), слезы — рН 7 (нейтральная).

Исключительно велика роль рН в самых различных явлениях и процессах — и в природе, и в технике. Многие производственные процессы в химической, пищевой, текстильной и других отраслях промышленности протекают лишь при определенной реакции среды. Столь же необходима для нормального развития сельскохозяйственных культур и получения высоких урожаев и определенная реакция почвенного раствора. В зависимости от значения рН почвенного раствора почвы подразделяются на сильнокислые (рН 3—4), кислые (рН 4—5), слабокислые (рН 5—6), нейтральные (рН 6—7), слабощелочные (рН 7—8), щелочные (рН 8—9) и, наконец, сильнощелочные (рН 9—11).

Чаще всего растения страдают от повышенной кислотности, для устранения которой применяется известкование почв — внесение в них известняков — карбонатов кальция или магния. Если же почвы отличаются повышенной щелочностью (солонцеватые и солончаковые почвы), то для ее устранения производят гипсование — внесение размолотого гипса .

Необходимость в известковании или гипсовании почв устанавливается с учетом водородного показателя раствора (солевой вытяжки); в зависимости от величины рН устанавливается по таблицам и доза вносимых веществ.

Протолитическая теория кислот и оснований

Теория электролитической диссоциации объяснила многочисленные явления и процессы, протекающие в водных растворах электролитов. Так, например, в разных реакциях нейтрализации

одно и то же значение теплового эффекта (57,3 кДж/моль) объясняется образованием малодиссоцнированных молекул воды из — и -ионов:

При смешении растворов NaCI и

тепловой эффект не наблюдается. Это объясняется тем, что химического взаимодействия между ионами , , , не происходит, как это видно из ионного уравнения.

Электролитическая диссоциация явилась основой успешного развития теории растворов и изучения процессов, протекающих в них.

В этом заключается ее большое значение в химии. Однако эта теория не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы и ), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты, — растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. Эти факты не согласуются с теорией электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. независимо датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури.

Согласно этой теории

кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны. Основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Как те, так и другие получили общее название протолитов.

Реакция отщепления протона изображается уравнением

Кислота и основание такого процесса называются сопряженными. Это кислотно-основная пара. Например, ион — кислота, сопряженная основанию , а хлорид-ион — основание, сопряженное кислоте HCl.

Свободные протоны в растворах самостоятельно не существуют. Они переходят от кислоты к какому-либо основанию. Поэтому в растворе всегда протекают два процесса:

и равновесие между ними изображают уравнением

Например, реакцию нейтрализации уксусной кислоты аммиаком можно представить так:

Здесь уксусная кислота является кислотой (отдает протоны ), аммиак — основанием (принимает протоны), ионы играют роль основания (в этом обратимом процессе они могут принять протоны и превратиться обратно в уксусную кислоту), а ионы аммония играют роль кислоты (могут отдать протоны).

Аналогично можно изобразить проявление основных свойств азотной кислоты, растворенной в жидком фтороводороде:

Таким образом, из кислоты и основания всегда получаются новые сопряженные кислота и основание. Протолитическая теория рассматривает реакцию нейтрализации как переход протона кислоты к основанию.

Как видно, протолитическая теория расширила круг кислот и оснований по сравнению с представлениями теории электролитической диссоциации: ими могут быть и ионы. Одно и то же вещество в зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть или кислотой, или основанием. Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях и показала, что продукты их взаимодействия следует рассматривать как новые кислоты и основания. Протолитическая теория является современной и более общей теорией кислот и оснований.

Раствором называют жидкую или твердую гомогенную систему, состоящую из двух или большего числа исходных веществ (компонентов), относительное содержание которых в системе может изменяться в широких пределах.

Растворы и растворимость

Растворение веществ в воде

Вода – основная биологическая жидкость, инертный растворитель для многих органических и неорганических веществ. Вода необходима для всех живых организмов (рис. 49). Поваренная соль (NaCl) хорошо растворяется в воде (рис. 50).

Способность веществ переходить в раствор называется растворимостью. На растворимость веществ влияют различные факторы.

Растворимость многих твердых веществ увеличивается при повышении температуры. Для газообразных веществ растворимость повышается с увеличением давления и уменьшается с повышением температуры. Растворимость жидких веществ зависит от их химической природы. Спирт и серная кислота неограниченно растворяются в воде, бензин и растительное масло с ней даже не смешиваются.

Любая природная вода является раствором. Воды Каспийского моря содержат 13 г/л, Черного – 19 г/л, Мертвого – 260 г/л различных солей. Содержание солей в Мертвом море очень велико, поэтому в нем нет жизни. Морская вода является многокомпонентным раствором, так как в ней растворены различные вещества.

Раствор – это однородная система, образованная несколькими веществами, между которыми происходят физические и химические взаимодействия.
Компоненты – это вещества, которые образуют раствор. Один из компонентов раствора – растворитель, другой – растворенное вещество (рис. 51).

При растворении веществ образуются насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Раствор, который содержит максимальное количество растворенного вещества при данной температуре, называется насыщенным. В ненасыщенном растворе растворенного вещества содержится меньше, чем в насыщенном при данной температуре. А в перенасыщенном растворе растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном при данной температуре. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости.

Коэффициент растворимости (S) показывает, какая максимальная масса вещества
может раствориться в 100 г (1000 г) воды при данной температуре (рис. 52). Растворимость
в воде выражается в граммах вещества на 100 или 1000 г воды (г/100 г ).

Лабораторный опыт № 5
«Изучение растворимости веществ».

Цель: исследовать растворимость различных веществ в воде.

Ход работы

1. В три химических стакана налейте с помощью цилиндра определенный объем дистиллированной воды.
2. Испытайте растворимость трех веществ: в воде, перемешивая стеклянными палочками.

Вопросы и задания

1. Сравните свои наблюдения по растворимости с табличными данными в конце учебника.

2. Влияние какого фактора на растворимость вы исследовали на данном опыте?

Практическая работа №4
Влияние температуры на растворимость твердых веществ

Цель: уметь рассчитывать растворимость вещества на 100 г воды, используя технику выпаривания, сравнивать полученные результаты со справочными данными.

Ход работы

1. Взвесьте на технических весах 10 г
2. Налейте 20 мл дистиллированной воды в стакан, насыпьте соль, измерьте температуру.
3. Поставьте на асбестированную сетку и нагрейте до полного растворения, измерьте температуру.

4. Привяжите на стеклянную палочку нить и подвесьте над стаканом и охладите до комнатной температуры. Следите, чтобы нить висела вертикально посередине стакана.

Решение задач на тему: растворимость веществ

Обычно мы пользуемся водными растворами. Плотность воды 1 г/мл, поэтому масса воды численно равна объему.

Определение масс растворенного вещества и растворителя для приготовления насыщенного раствора при определенной температуре

Сколько граммов нитрата калия и воды потребуется для приготовления 500 г насыщенного раствора при температуре 30°C, если растворимость при этой температуре равна 45 г?

Расчет масс растворяемого вещества и для приготовления насыщенного раствора по известной массе растворителя

Сколько граммов нитрата свинца необходимо растворить в 700 г при температуре 30°C для получения насыщенного раствора, если растворимость при этой температуре равна 69 г/100 г ? Определите массу насыщенного раствора.

Расчет массы растворителя, необходимого для растворения определенной массы вещества при определенной температуре

Сколько воды потребуется для растворения 500 г нитрата калия при температуре 70°C, если = 140 г/100 г ? Рассчитайте массу полученного насыщенного раствора.

Определение растворимости вещества выпариванием

При какой температуре раствор становится насыщенным, если выпарено 50 г воды из 500 г насыщенного раствора нитрата натрия при температуре 40°С ( = 60 г/100 г Температуру определите, используя кривую растворимости этой соли.

Массовая доля растворенного вещества

Для обозначения соотношения растворенного вещества и растворителя в растворе используется понятие «концентрация».

Концентрация — это величина, определяемая количеством или массой растворенного вещества в единице объема или массы раствора.

Рассмотрим массовую долю растворенного вещества, или процентную концентрацию. В зависимости от количества растворенного вещества растворы подразделяются на
разбавленные и концентрированные. Концентрация веществ выражается массовой долей растворенного вещества в растворе и молярной концентрацией. Вначале рассмотрим процентную концентрацию или массовую долю растворенного вещества в растворе.

В разбавленных растворах количество вещества меньше, чем в насыщенных растворах, а в концентрированных – больше. Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Она обозначается греческой буквой (омега). Массовую долю растворенного вещества выражают в долях единицы или в процентах. Процентная концентрация показывает, какая масса растворенного вещества содержится в 100 г раствора.

Если взять определенный объем раствора, то его массу можно выразить следующим образом:

где – плотность раствора в г/мл, г/

Тогда

Плотность раствора определяют с помощью ареометра (рис. 55, 56).

По этой формуле можно определить следующие величины:

Задача 1. Какова процентная концентрация раствора, если известно, что 20 г вещества содержится в 90 г раствора?

Задача 2. Определите процентную концентрацию раствора, полученного при растворении 45 г соли в 2200 мл воды = 1 г/мл).

Молярная концентрация вещества в растворе

Второй способ выражения концентрации – молярная концентрация.
Молярной концентрацией раствора (С) называется число молей растворенного вещества в одном литре раствора.

Преобразуя эту формулу, получим следующую формулу:

Молярная концентрация более точна, чем массовая доля растворенного вещества.

Растворы веществ с определенной молярной концентрацией готовят в специальной посуде (мерных колбах).

По формуле можно определить следующие величины:

Расчет молярной концентрации раствора

Задача 1. Рассчитать молярную концентрацию раствора гидроксида натрия, если 0,8 г вещества растворено в 100 мл раствора.

Задача 2. Определите молярную концентрацию, если 5,3 г карбоната натрия содержится в растворе объемом 0,5 л.

Расчет массы вещества, необходимой для приготовления раствора

Задача 3. Сколько граммов гидроксида калия потребуется для приготовления 250 мл раствора концентрацией 0,1 моль/л?

Практическая работа №5
Приготовление растворов с заданной процентной и молярной концентрацией

Опыт 1
Задание
Приготовить 150 г 5%-ного раствора сахара.

Ход работы

1. Вычислите, какая масса сахара потребуется для приготовления данного раствора.
2. Взвесьте эту массу на технических весах в предварительно взвешенном на технических весах стаканчике.
3. Рассчитайте объем воды для растворения взятой навески.
4. Отмерьте мерным цилиндром этот объем воды.
5. Вылейте воду в стакан, растворите в ней сахар, перемешивая раствор стеклянной палочкой.

Опыт 2
Задание
Приготовить 250 мл 0,25 молярного раствора поваренной соли.

Ход работы

1. Рассчитайте, какая масса поваренной соли потребуется для приготовления 250 мл 0,25 молярного раствора соли.

2. На предварительно взвешенном часовом стекле взвесьте рассчитанную в п. 1 массу соли на электронных весах.

3. Взятую взвешанную массу соли всыпьте через воронку в мерную колбу емкостью 250 мл и тщательно смойте дистиллированной водой с воронки оставшуюся на ней соль.

4. Долейте в колбу воду до метки, закройте пробкой и хорошо перемешайте.

5. Вылейте раствор в сухой цилиндр (узкий) и определите плотность.

Вопросы и задания

1. Какая концентрация более точная? Почему?
2. Как вы считаете, может ли плотность водного раствора быть меньше плотности воды?

Типовые задачи по теме «Концентрация растворов»

Массовые доли растворенного вещества

Расчет массы вещества и массы растворителя, необходимых для приготовления раствора определенной концентрации

Сколько граммов соли и воды потребуется для приготовления 300 г 35%-ного раствора?

Расчет массы (объема) раствора по известной концентрации раствора и по массе растворенного вещества

Какой объем 14,3%-ного раствора можно приготовить из 30 г сульфата натрия? = 1,13 г/мл)

Расчет массы растворенного вещества по известной массе растворителя и концентрации раствора

Сколько вещества нужно растворить в 250 мл воды для приготовления раствора с концентрацией 12%?

Расчет объема раствора

Какой объем 0,3 молярного раствора гидроксида натрия можно приготовить из 3 г этого вещества?

Пересчет процентной концентрации раствора на молярную

Определите молярную концентрацию 40%-ного раствора серной кислоты плотностью 1,307 г/мл.

Расчет объема раствора процентной концентрации для приготовления раствора молярной концентрации

Рассчитать объем 20%-ного раствора соляной кислоты (r = 1,1 г/мл) необходимый для приготовления 0,5 литров раствора концентрацией 0,1 моль/л.

Расчётные задачи по уравнениям реакций с использованием концентрации раствора

Раствор – смесь, состоящая по крайней мере из двух компонентов – растворенное вещество, растворитель. Поэтому при решении задач по уравнению реакции необходимо рассчитать массу чистого вещества в растворе.

Задача 1
Рассчитать объем (н. у.) и количество вещества водорода по реакции взаимодействия цинка с 12%-ным раствором серной кислоты (r = 1,083 г/мл) объемом 50 мл.

Задача 2
Рассчитать объем раствора гидроксида натрия с концентрацией 0,25 моль/л, необходимого для нейтрализации 20%-ной (r = 1,12 г/мл) азотной кислоты объемом 25 мл. Сколько нитрата натрия образуется?

Способы изменения концентрации раствора

Существует несколько способов изменения концентрации раствора:
смешение двух растворов с известными концентрациями, разбавление или сгущение путем выпаривания и добавления растворенного вещества.

Определение концентрации раствора, полученного смешением двух растворов с известными концентрациями

Какова концентрация раствора, полученного смешением 400 г 10%-ного и 300 г 25%-ного растворов?

Находим общую массу раствора:
m (3) = m (1) + m (2) =400 + 300 = 700 г

Находим общую массу растворенного вещества после смешения растворов:
m (общ.) = m (1) + m (2) = 40 + 75 =115 г

Находим процентную концентрацию:

Определение концентрации раствора после разбавления

В лабораториях растворы нужной концентрации готовят путем разбавления концентрированных растворов.
К 500 г 15%-ного раствора соли добавили 200 г воды. Опре делите процентную концентрацию полученного раствора.

Рассчитаем массу раствора после разбавления:

Определим массовую долю соли в растворе после добавления воды:

Определение концентрации после увеличения массы растворенного вещества в растворе

Концентрацию раствора можно повысить двумя способами:
1) добавлением растворенного вещества;
2) испарением части растворителя

а) Определите концентрацию раствора после добавления 30 г вещества к 250 г 5%-ного раствора.

Находим массы получившегося раствора и растворенного в нем вещества:

Рассчитываем процентную концентрацию вещества в полученном
растворе:

б) Определите процентную концентрацию раствора после испарения 200 г воды из 700 г 15%-ного раствора.

Находим массу раствора после выпаривания:

Определяем концентрацию раствора:

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник