ЧАСТЬ 1. основные сведения о растворах

Кафедра химии

                                               

 

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

(Учебное пособие)

 

Иваново 2014

УДК 544.35

 

 

Рецензенты:

Доктор химических наук, профессор кафедры органической и физической химии ФГБОУ ВПО «Ивановский государственный университет»

                                                        Е. Н. Крылов

Кандидат химических наук, ст.пр. кафедры земледелия и агрохимии ФГБОУ ВПО «Ивановская ГСХА имени ак. Д.К. Беляева»

                                                        С.В, Силкин

 

Под редакцией к.х.н., доцента, зав.кафедрой химии  Наумовой И. К.

 

Составители: Шаповалова Т. А., старший преподаватель.

                   Кузьмина Т.А., старший преподаватель

                         

 

Растворы электролитов: Учебное пособие / Кузьмина Т. А., Шаповалова Т. А. под ред. Наумовой И.К.  Ивановская ГСХА имени академика Д.К.Беляева. – Иваново: ИГСХА, 2014-55 с.

 

Предлагаемое учебно-методическое пособие предназначено для самостоятельной работы студентов, изучающих дисциплину «Неорганическая химия» на агротехнологическом и инженерном факультетах, факультете ветеринарной медицины и биотехнологии в животноводстве. Пособие служит дополнительным источником информации, содержащим краткую и в то же время детальную информацию по рассматриваемым в лекционном курсе темам. Нахождение в одном пособии теоретического материала и обучающих задач позволяет быстрее и легче осваивать учебный материал.

    Рекомендовано студентам очной и заочной форм обучения.

   Печатается на основании решения методической комиссии факультета ветеринарной медицины и биотехнологии в животноводстве. Протокол № ________________

 

©Федеральное государственное бюджетное образовательное  учреждение высшего профессионального  образования «Ивановская государственная сельскохозяйственная академия имени академика   Д. К. Беляева», 2014

© Наумова И.К., Кузьмина Т. А., Шаповалова Т. А.

 

ЧАСТЬ 1. основные сведения о растворах

Истинный раствор - это сложная однородная (гомогенная) система, состоящая из двух и более компонентов, относительные количества которых могут меняться в широких пределах без нарушения однородности.

Основным признаком, характеризующим раствор, является его однородность. По этому признаку растворы больше напоминают химические соединения и отличаются от механических смесей. С другой стороны, рас­творы не имеют строго определенного состава. В этом их существен­ное отличие от химических соединений.

 

Растворы бывают:

1) твердыми (сплавы), жидкими и газообразными (воздух, смесь газов);

2) водными (растворитель - вода) и неводными (любой другой растворитель);

3) концентрированными и разбавленными;

4) растворами электролитов и неэлектролитов.

 

 Для химии наибольшее значение имеют жидкие растворы. Они обладают благоприят­ными условиями как для перемещения молекул, ионов, так и для тесного их сближения, необходимого для химического взаимодействия.

Компоненты жидкого раствора условно подразделяют на растворитель и растворенное вещество (одно или несколько).

	Раствор		растворитель		вещество

                    =                             +

Растворитель:

а) При растворении твердых веществ или газов в жидкости за растворитель принимается жидкость;

Например: 1 ложка кристаллической поваренной соли NaCl растворяется в стакане жидкой воды; получается раствор соли, где растворитель - вода. Также вода является растворителем, если растворить в ней твердое вещество (глюкозу) или газ (СО₂ ). 

б) При образовании раствора из двух жидкостей за растворитель принимают ту из них, которой взято больше.

Например: смешивается  спирт и вода. Что в этом случае будет являться растворителем?
-  3 % раствор спирта,  растворитель - вода,

- 90 % раствор спирта, растворитель - спирт,

- 50% раствор спирта, есть право выбора растворителя.

 

Растворенное вещество:

Если растворенное вещество в растворе раздроблено до молекулярного или атомного уровня (диаметр частиц вещества <10^-9м), то такой раствор называется  ИСТИННЫМ (молекулярным) раствором. Такие растворы устойчивы, не расслаиваются при длительном стоянии, прозрачны и легко проходят че­рез фильтр.

При растворении вещества одновременно наблюдаются изменения свойств и растворенного вещества,  и самого растворителя.

Например, сухая поваренная соль не проводит электрический ток, дистиллированная вода тоже не про­водит ток, а водный раствор поваренной соли ток проводит (электропроводен).

Измене­ние свойств растворителя и растворенного вещества связано с возникно­вением между компонентами раствора различного рода межмолекулярных взаимодействий от очень слабых (электростатических) до достаточно сильных – химических. При этом появляются продукты взаимодействия – их называют  сольваты.

Сольваты (гидраты, если растворитель - вода) представляют собой в большинстве случаев непрочные соединения, легко разлагающиеся при выделении их в свободном состоянии. Но иногда сольваты представляют собой прочные соединения, которые можно легко выделить из раствора путем кристаллизации.

 Кристаллические вещества, содержащие молекулы растворителя, называются кристаллосольватами (кристаллогидрата­ми, если растворитель - вода). Примеры кристаллогидратов: Fe₂SO₄´7H₂O -железный купорос; Na₂CO₃´1OH₂O - сода и т.д. Вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристалли­зационной водой.

Процесс растворения, т.е. получения истинного раствора, является процессом самопроизвольным, но не является односторонним. Молекулы растворяемого вещества не только переходят с поверхности кристалла в раствор, но и выделяются из раство­ра на поверхность этого же кристалла. Т.е. одновременно идут два процесса: растворение и кристаллизация. После установления равно­весия содержание растворяемого вещества в растворе остается неизменным, если не изменяются условия, при которых находится раствор, напри­мер температура. Такое состояние раствора называется состоянием насы­щения, а раствор - насыщенным. Состояние насыщения раствора соответ­ствует максимальной растворимости вещества. В ненасыщенном растворе содержится вещества меньше, а в пересыщенном - больше, чем в насы­щенном при одинаковых условиях.

Значение растворов

Самым распространенным растворителем на Земле является вода. Большин­ство химических процессов в живых организмах про­текают именно в водных растворах. Поэтому далее мы будем рассматривать ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ.

Вода является уникальным универсальным растворителем. Ее свойства во многом связаны с тем, что молекулы воды образуют в растворах с етку водородных связей:

 О ….. Н    Н  ….. О            

   Н   Н   … О …… Н    Н       

Большинство превращений в природе - это реакции в водных растворах. Так, во многих происходящих в растворах процессах при протекании хи­мической реакции выделяются или связываются ионы водорода, в резуль­тате изменяется рН системы.

В результате гидролиза минералов происходит разрушение горных пород, гидролиз солей применяют для очистки и уменьшения жесткости воды, гидролиз древесины, соломы - для получения дрожжей, спирта, глюкозы. Растворы играют исключительно важную роль в природе и в жизни че­ловека. В живых организмах происходит гидролиз полисахаридов и белка. Все важнейшие физиологические жидко­сти (лимфа, кровь) являются растворами, а физиологические процессы в организме человека, животных и растениях совершаются в разнообразных многокомпонентных системах, представляющих собой растворы. Почвенные растворы, клеточный сок растений – все это водные растворы. 

Обучающие задачи.

Пример 1.

Какую массу фосфата калия и объем воды нужно взять для приготовления раствора с массовой долей КзРО₄  8% массой 250 г?

Решение:

1. Используя формулу W =  100% , определяем, какая масса КзРО₄  необходима для приготовления раствора   с W (КзРО₄ ) = 8% массой 250 г:

m в-ва ( КзРО₄ ) = m р-ра · W

m в-ва ( КзРО₄ ) = 250 · 0.08 = 20 г.

2. Находим объем воды, определяя массу воды, необходимую для приготовления раствора:

m (H₂O) = m р-ра ¾ m в-ва

m (H₂O) = 250 – 20 = 230 г зная, что ρ_(H2O) = 1 г/мл, V_(H2O)=  

m_(H2O) =V_(H2O)  ; V_(H2O) = 230 мл

 Ответ: m в-ва ( КзРО₄ ) = 20 г, V_(H2O) = 230 мл.             

Пример 2.

Сколько граммов гидроксида калия КОН потребуется, чтобы приготовить 5 л 6 % -ного раствора, плотностью 1,072 г/ мл?

Решение:

1.Находим массу 5 л раствора , по условию дан объем и плотность:

m р-ра = V · ρ = 5000мл · 1,072 г/мл = 5362 г.

2. Определяем массу КОН в растворе:

m в-ва ( КОН ) = m р-ра · W = 5362 · 0,06 =321 г

Ответ: m в-ва ( КОН ) = 321 г

Пример 3.

Рассчитайте массу кристаллогидрата ВаС1₂ · 2Н₂О и объем воды, которые надо взять для приготовления раствора объемом 0,5 л. В котором массовая доля безводной соли хлорида бария ВаС1₂ составляет 10%, а плотность раствора равна 1,09 г/мл.

Решение:

1.Вычисляем массу раствора ВаС1₂ заданного объема:

m р-ра = V · ρ = 500мл · 1,09 г/мл = 545 г.

2.Рассчитываем массу безводной соли ВаС1₂  в данном растворе:

m в-ва (ВаС1₂  ) = m р-ра · W = 545 · 0,1 =54,5 г

3.Определяем массу кристаллогидрата ВаС1₂ · 2Н₂О:

Молярная масса кристаллогидрата ВаС1₂ ·2Н₂О = 244г/моль, а молярная масса

ВаС1₂ составляет 208 г/моль.

Массу кристаллогидрата ВаС1₂ · 2Н₂О , содержащую 54,5 г безводной соли ВаС1₂ найдем из пропорции

244г/моль ВаС1₂ · 2Н₂О ------------------ 208 г/моль ВаС1₂

m в-ва  ВаС1₂ ·2Н₂О ------------------- 54,5 г   ВаС1₂

m в-ва (ВаС1_{2 ·} 2Н₂О) = 244 · 54,5 / 208 = 64 г.

4.Вычисляем массу и объем воды:

m (H₂O) = m р-ра ¾ m в-ва (ВаС1₂ · 2Н₂О ) = 545 – 64 = 481г;

V_(H2O) = 481 мл.

Ответ: m в-ва (ВаС1₂ ·2Н₂О ) = 64 г, V_(H2O) = 481 мл.

 

Пример 4.

Сколько граммов карбоната калия К₂СО₃ потребуется для приготовления 500мл 1,2М раствора.

Решение :

1.Определим какое число молей содержится в 500 мл 1,2М раствора:

Исходя из формулы См =     (моль/л ) находим число молей содержащихся в 500 мл 1,2М раствора К₂СО₃

h = См · V h= 1,2 · 0,5 = 0,6 моль

2.Определяем массу растворенного вещества в растворе:

М(К₂СО₃) = 138 г/моль

m (К₂СО₃) = h · М(К₂СО₃) = 0,6 моль · 138 г/моль = 82,8 г.

Ответ: m (К₂СО₃) = 82,8 г.

 

Пример 5.

Пример 6.

В 465 г воды содержится 75,8 г хлорида бария ВаС1₂ . Вычислить массовую долю, нормальность и моляльность раствора если плотность раствора составляет 1,138 г/мл.

Решение:

1.Найдем массу раствора :    

m р-ра =   m в-ва (ВаС1₂ ) + m (H₂O) = 75,8 + 465 = 540,8 г

2. Определим массовую долю ВаС1₂

W =  100%  W ВаС1₂ =   100% = 14,02%

3. Вычисляем моляльную концентрацию Сm (ВаС1₂).

Сm =    моль/кг

 Находим количество вещества h(ВаС1₂) =   моль

М (ВаС1₂) = 208 г/моль.          h(ВаС1₂) =   = 0,36 моль

Сm (ВаС1₂) =   = 0,78 моль/кг

4. Находим нормальную концентрацию Сн(ВаС1₂):

Сн =     (моль.экв/л ),

Рассчитываем: а) объем V _{(р – ра )} =    =  = 475 мл = 0,475 л

б) Находим количество молярных масс эквивалента h _экв (ВаС1₂)

Мэкв(ВаС1₂) = 208/2 = 104 г/моль

h_экв (ВаС1₂) =  =  = 0,728 моль

в) Сн (ВаС1₂) =   = 1,53 моль.экв/л.

Ответ: W_ВаС12 = 14,02% , Сm _(ВаС12) = 0,78 моль/кг, Сн_(ВаС12) = 1,53 моль.экв/л.

 

Пример 7.

Каковы молярность и нормальность 12% раствора H ₂ SO ₄ (ρ= 1,08 г/мл)?

Решение:

1.Молярность это число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора, определим массу 1 л раствора.

m р-ра = V · ρ = 1000мл · 1,08 г/мл = 1080 г.

2. Определяем массу серной кислоты H₂SO₄ в растворе:

m в-ва (H₂SO₄) = m р-ра · W = 1080 · 0,12 =129,6 г

3. Находим число молей серной кислоты:

h( H₂SO₄) =   моль

М (H₂SO₄) = 98 г/моль.          h( H₂SO₄) =   = 1,3 моль

См =     (моль/л )  См (Н₂ SО₄) =   = 1,3 (моль/л )

4. Находим нормальную концентрацию, предварительно определив эквивалентную массу серной кислоты и число эквивалентных масс.

Мэкв (Н₂ SО₄) = 98 / 2 = 49 г/ моль

hэкв( H₂SO₄) =  =  = 2,6 г/моль

Сн =     (моль.экв/л )  Сн (Н₂ SО₄) =   = 2,6 (моль.экв/л )

Ответ:  См (Н₂ SО₄) = 1,3 (моль/л ) , Сн (Н₂ SО₄) = 2,6 (моль.экв/л )

Пример 8.

Рассчитать моляльность 13%-ного раствора карбоната натрия.

Решение:

1.Моляльность это число молей растворенного вещества в 1 кг растворителя.

Сm =    моль/кг

 Из определения процентной концентрации следует, что в 13%- ном растворе в 100 г раствора содержится 13 г растворенного вещества (Na₂СО₃) ,т.е. в 87 г воды, из этого делаем вывод m в-ва (Na₂СО₃) = 132г, mр-ля = 87 г.

2. Рассчитываем количество вещества (Na₂СО₃)  

h( Na₂СО₃) =   моль

М (Na₂СО₃) = 106 г/моль.          h( Na₂СО₃) =   = 0,122 моль

3.Определяем моляльную концентрацию:

Сm (Na₂СО₃) =  = 1,41 моль/кг

Ответ: Сm (Na₂СО₃) = 1,41 моль/кг

Пример 9.

Определить:

а) нормальность 1,5 М (молярного) раствора CuSO₄                                                               б) молярность 0,33 Н (нормального раствора НзРО₄                                             

Решение:

а) Нормальность это число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, а молярность – число молей растворенного вещества в 1 л раствора.

Для перехода от молярности к нормальности и наоборот необходимо записать формулу, по которой вычисляется эквивалентная масса растворенного вещества:

Мэкв.( CuSO₄ ) =  =  

т.о. эквивалент сульфата меди равен половине мольной массы,т.е.

1 моль CuSO₄ содержит ---------------- 2 эквивалента

1,5 моля CuSO₄ содержат ---------------- Х экв.

Х= 1,5 · 2 = 3 экв.

Ответ: нормальность 1,5М раствора сульфата меди равна 3 экв/л

б) Мэкв.( НзРО₄ ) =  =  

следовательно,

1 моль НзРО₄  содержит -----------------3 экв

Х молей      содержит ------------------ 0,33 экв

Х = 0,33/ 3 = 0,11 моль

Ответ: молярность 0,33Н раствора НзРО₄  равна 0,11 моль/л

          

         Также для решения можно воспользоваться следующими формулами:

                             Сн = См · n         См = Сн / n

 

Пример 10.

Какой объем раствора , для которого массовая доля серной кислоты равна 80% (0,8)и плотность 1,732 г/мл, потребуется для приготовления раствора с молярной концентрацией эквивалента (нормальностью) 0,5 н и объемом 250 мл?

Решение:

1.Определяем массу серной кислоты в 250 мл 0,5 н раствора

Мэкв(H₂SO₄) = М (H₂SO₄) / 2 = 98/2 = 49 г/моль

m в-ва (H₂SO₄) = Cм · М экв (H₂SO₄) · V = 0,5 · 49 · 0,250 = 6,125 г

2. Определяем массу раствора

 m р-ра =  =  = 7,66 г

3.Вычисляем объем исходного раствора:

V _{(р – ра )} =    =  = 4,4 мл

Ответ: V _{(р – ра )} =  4,4 мл

 

Типы электролитов.

В зависимости от степени диссоциации все электролиты можно разделить на 3 группы: сильные, слабые и условно средние. Условно средние электролиты по своему поведению напоминают слабые электролиты. Поэтому мы отнесем их к группе электролитов слабых.

    Сильные электролиты – в водных растворах диссоциированы практически полностью. В их растворах практически отсутствуют непродиссоциированные молекулы, а присутствуют лишь ионы и ионные пары. Сильные электролиты диссоциируют необратимо, поэтому при написании уравнения диссоциации знак обратимости не ставится, а ставится знак равенства или прямая стрелка.

Ba(NO₃)₂ → Ba²⁺ + 2NO₃^-

    КОН → К ⁺ + ОН ^-

    Н₂ S О₄ → 2 Н⁺ + S О₄^2-

К сильным электролитам относятся все растворимые соли, гидроксиды щелочных и некоторых щелочноземельных металлов, некоторые минеральные кислоты.

    Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично, незначительно,  при этом в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и образовавшимися ионами. При написании уравнения диссоциации слабого электролита между левой и правой частью уравнения ставится знак обратимости.

HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^-

NH ₄ OH ↔ NH ₄ ⁺ + OH ^-

Диссоциация слабых электролитов сложного состава (многоосновные кислоты, многокислотные основания и др.) протекает ступенчато. В растворе этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда (раздел 3.5). К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты, некоторые минеральные кислоты, а также гидроксиды многих металлов. К слабым электролитам относится также оксид водорода – вода, молекулы которой диссоциируют в очень незначительной степени:

                 Н₂О ÛН⁺ +ОН^- .

Деление электролитов на сильные и слабые условно. Его проводят для водных растворов электролитов при 25°С и одинаковой концентрации электролита.

· a > 30 % - электролит сильный,

·  3%< a <30% - электролит средней силы,

· a < 3 % - электролит слабый.

Примеры сильных и слабых электролитов приведены в табл.1.

 

Таблица 1. Типы и примеры электролитов

сильные			слабые
кислоты	основания	соли	кислоты	основания	соли
HCl, H2SO4, HNO3, HBr, HI, HMnO4 H2Cr2O7 HClO4	щелочи (основания металлов I группы главной подгруппы: КОН, NaOH и др) Ca(OH)2 и Ва(ОН)2	растворимые соли (средние, кислые, основные)	Все остальные: H2S, H2SO3 HCN, Н2СО3, HF, Н3РО4, HNO2, H2SiO3, все органические кислоты (НСООН, СH3СООH и др)	Все остальные: NH4OH, Mg(ОH)2 Al(ОH)3 Zn(OH)2 и др.	AgI, AgCl, PbJ2 и некоторые другие   Н2О

 

Кислоты

При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода (Н+). Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, объясняются присутствием в них катионов водорода. Это именно они придают красный цвет лакмусу, показывая кислую реакцию среды раствора, они же создают кислый вкус растворов кислот (уксус, яблоко, лимон).

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

Например,

   Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^-

  НСО₃^- ↔ Н⁺ + СО₃ ^2-

В водном растворе угольной кислоты наряду с молекулами Н₂СО₃ анионы (НСО₃^-, СО₃ ^2-), а из катионов только Н⁺.

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и еще менее – по последующим.

 

ОСНОВАНИЯМИ являются гидроксиды металлов и гидроксид аммония.

При диссоциации любого основания обязательно образуются гидроксид-ионы (ОН^-).

    КОН → К ⁺ + ОН^-

   NH ₄ OH ↔ NH ₄ ⁺ + OH ^-

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Это гидроксиды щелочных и некоторых щелочноземельных (Са и Ва) металлов. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

I. Mg(OH)₂ ↔ Mg(OH)⁺ + OH^-

II. Mg(OH)⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^-

В водном растворе гидроксида магния наряду с молекулами Mg(OH)₂ имеются катионы Mg(OH)⁺ и Mg²⁺ , а из анионов только ОН^-.

Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них ионов ОН^-, то ясно, что носителем щелочных ионов в растворе являются гидроксид-ионы ОН^-.

Т.о. основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

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. Например, вода диссоциирует на Н⁺ и ОН^- (в незначительном количестве).

Н₂О↔ Н⁺ + ОН^-.

Следовательно, у воды в равной мере выражены и кислотные свойства (обу

словленные наличием ионов водорода), и основные свойства (обусловленные наличием ионов гидроксила). Диссоциация амфотерного электролита можно выразить схемой:

Амфолит

Как кислота

Как основание

          H⁺ + RO^- ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^-.

СОЛИ – электролиты, которые при растворении в воде распадаются на положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли не обладают общими свойствами. Диссоциация средних солей протекают в одну ступень, с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка. Например,

 Al ₂ ( SO ₄ )₃ → Al ³⁺ + SO ₄ ^3-.

Ba ( NO ₃ )₂ → Ba ²⁺ + 2 NO ₃ ^-

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато. В молекулах кислых солей вначале отщепляются катионы металла, а затем – катионы водорода:

I. КНСО₃ → К⁺ + НСО₃^-

II. НСО₃^- ↔ Н ⁺ + СО₃ ^{2 -}

У основных солей вначале отщепляются анионы кислотного остатка, а затем – гидроксид-ионы:

I. Mg(OH)NO₃ → Mg(OH)⁺ + NO₃^-

II. Mg(OH)⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^-

 

Обучающие задачи.

Пример 1:

1.  Уравнение реакции между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия в молекулярной форме:

       Fe Cl₃ + 3 KOH = Fe(OH)₃↓ + 3 KCl

Fe Cl ₃ , KOH , KCl - сильные электролиты, растворимые вещества

Fe ( OH )₃ – слабый электролит (основание), нерастворимое соединение.

это полное ионно-молекулярное уравнение реакции

2. Запишем это уравнение в молекулярно-ионном виде, изобразив сильные электролиты и растворимы вещества в виде ионов, а слабый электролит (нерастворимое соединение) – в молекулярной форме:

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3 K⁺ +3 OH^- = Fe(OH)₃↓ + 3 K⁺ + 3Cl^- -

 

3. Теперь запишем сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Для этого исключим из обеих частей полного ионного уравнения одинаковые ионы - ионы, не вступившие в реакцию (эти ионы подчеркнуты):

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3 K⁺ +3 OH^- = Fe(OH)₃↓ + 3 K⁺ + 3Cl^-

это сокращенное ионно-молекулярное уравнение реакции

Тогда получается:

    Fe ³⁺ +3 OH ^- = Fe ( OH )₃↓ -

 

В целом реакция ионного обмена запишется следующим образом:

                     Fe Cl₃ + 3 KOH = Fe(OH)₃↓ + 3 KCl

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3 K⁺ +3 OH^- = Fe(OH)₃↓ + 3 K⁺ + 3Cl^-

                    Fe ³⁺ +3 OH ^- = Fe ( OH )₃↓

 

Сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe ³⁺ и OH ^- , в результате чего образуется осадок Fe ( OH )₃. При этом вовсе не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия. Такая же реакция произойдет при взаимодействии, например, сульфата железа (III) с гидроксидом натрия.

Пример 2:

K₂S + 2HCl = 2KCl + H₂S .

2K⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– = 2K⁺ + 2Cl^– + H₂S .

S^2– + 2H⁺ = H₂S .

Пример 3:

Na₂CO₃ + 2HNO₃ = 2NaNO₃ + H₂O + CO₂↑

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2NO₃^- = 2Na⁺ + 2NO₃^- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂↑ + H₂O

Пример 4:

Al₂(SO₄)₃ ( р ) + 3BaCl₂ ( р ) = 3BaSO₄↓ + 2AlCl₃( р )

2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 3Ba²⁺ + 6Cl^- = 3BaSO₄↓ + 2Al³⁺ + 6Cl^-

Ba ²⁺ + SO ₄ ^2- = BaSO ₄ ↓

Пример 5:

KOH (р) + HCl (р) = KCl (р) + H ₂ O (слабый электролит!)

K⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^– = K⁺ + Cl^– + H₂O

H⁺ + OH^– = H₂O

 

Основные понятия

Вода, являясь хорошим растворителем для многих веществ, хотя и весьма незначительно, диссоциирует на ионы:

           2Н₂О Û Н₃О⁺ +ОН^-

Для простоты написания вместо иона-гидроксония (Н₃О⁺) пишут негидратированный ион (Н⁺):

          Н₂О ÛН⁺ +ОН^- ,   (при 22⁰С).

Из значения константы диссоциации видно, что вода является очень слабым электролитом.

a  (Н₂О) =1,8 ×10^-9 .

Это значит, что из  50 000 000 молекул распадается - 1 (одна)

 

 

 

                                                                (18).

                                                                      

Это произведение концентраций иона водорода и иона гидроксила является посто­янной для данной температуры величиной и называется ионным произве­дением воды - K_w или К _Н2О. Его значение зависит от температуры.

            

 

 

 

                .

Равновесие между ионами Н⁺ и ОН^- существует не только в чистой воде, но и во всех водных растворах. Поэтому указанное соотношение может характеризовать кислотность и основность различных сред.

В нейтральной среде  [Н⁺]=[ОН^-]=10^-7моль/л.

В кислой среде          [Н⁺]>10^-7моль/л, а [ОН^-]<10^-7моль/л.

В щелочной среде       [Н⁺]<10^-7моль/л, а [ОН^-]>10^-7моль/л.

 

При рассмотрении кислотности растворов значительно удобнее поль­зоваться не [Н⁺] и [ОН^-], а отрицательным десятичным логарифмом концентрации, обозначаемым рН и рОН.

рН -  водородный показатель или показатель кислотности (читается «пэ-аш»),

рОН -  гидроксильный показатель или показатель щелочности  (читается «пэ-оаш»):

pH = - lg [Н⁺]       (19) ,   

р OH = - lg [ OH ^- ]         (20).

рН + рОН = 14

Для водных растворов справедливо:                                       (21).         

           

 Для нейтральных растворов:     рН = рОН = 7.

 Для кислых растворов:      рН < 7,  рОН > 7.

 Для щелочных растворов:         рН > 7,     рОН < 7.

 

Методы измерения рН

Измерить кислотность среды можно с помощью веществ, называемых индикаторами.

Индикатор – вещество, изменяющее свою окраску в зависимости от рН раствора. (indicare (лат.) – показывать, обнаруживать). Индикатор – это слабая органическая кислота или основание, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

а) Индикаторы, способные отдавать протон – кислотные. 

Их молекулы – доноры протона.

    HInd « H ⁺ + Ind ^-   - метиловый оранжевый.

красный          желтый

 

Если в раствор поместить избыток кислоты или основания, то произойдет смещение равновесия:

избыток Н⁺ - равновесие смещается влево, т.к. добавление протонов подавляет диссоциацию индикатора () – раствор окрашивается в красный цвет;

избыток ОН^- - эти ионы связывают Н⁺ с образованием воды, при этом равновесие смещается вправо (®) – желтая окраска раствора.

 

б) Индикаторы, способные принимать протон – основные.

Их молекулы – акцепторы протона.

    Ind О H « О H ^- + Ind ⁺ .

В данном случае при добавке кислоты или основания также происходит смещение равновесия:

избыток ОН^- - равновесие смещается влево ();

избыток Н⁺ - равновесие смещается вправо (®).

Область перехода (интервал перехода) индикатора - интервал значений рН, в пределах которого индикатор изменяет свою окраску. Значение этого интервала зависит от Кдисс молекулы индикатора.

Чем больше К_дисс индикатора, тем легче его молекулы распадаются на ионы, тем меньше значение рН, при котором индикатор меняет свою окраску.

 

- эта формула определяет интервал перехода кислотно-основного индикатора. Так, к примеру:

   Метиловый оранжевый:   K_i = 10^-4 ® DрН = 4 ± 1;    DрН = 3-5;

               Лакмус                      K_i = 10^-7 ® DрН = 7 ± 1;            DрН = 6 – 8;

   Фенолфталеин   K_i = 10^-9 ® DрН = 9 ± 1;    DрН = 8 – 10.

Примеры кислотно-основных индикаторов приведены в таблице 2.

Табл. 2. Типы кислотно-основных индикаторов

 

Название	Интервал перехода рН	Изменение окраски
		Кислотная форма	Щелочная форма
Метиловый желтый	2.9 - 4.0	красная	желтая
Метиловый оранжевый	3,1 - 4,4	красная	желтая
Метиловый красный	4,2 - 6,3	красная	желтая
Лакмус	6,0 - 8,0	красная	синий
Фенолфталеин	8,0 - 9,6	б/цветная	красная
Ализариновый желтый	10,1 - 12,0	б/цветная	фиолетовая

 

 

Также измерить значение рН в растворе можно с помощью специального прибора. Этот прибор называется рН-метр. При этом метод измерений называется потенциометрическим.

Простейший рН метр, представленный на рис.1, действует следующим образом. В анализируемую среду помещаются два электрода - измерительный электрод, чувствительный к ионами водорода (индикаторный электрод), и электрод сравнения, потенциал которого не меняется при изменении рН и состава среды (обычно используют хлорсеребряный электрод). Разность потенциалов, возникающая между электродами измеряется высокоомным милливольтметром (рН-метром). Через АЦП сигнал преобразуется и на электронном табло высвечивается значение рН данного раствора. Достоинством этого метода является, несомненно, его высокая точность (рН измеряется с точностью до 0,01 ед.).

рис.1. Устройство рН-метра

Методы расчета рН

Для расчета значений рН водных растворов можно использовать ряд формул.

1.

Если в задаче дан раствор кислоты, то находится концентрация ионов Н⁺, а следом за тем – значение рН по формуле (19):   pH = - lg [Н⁺] .

 где   a - степень диссоциации (в долях от единицы), Ск-ты - молярная концентрация кислоты (моль/л), N_Н+ - количество ионов водорода, образованных при диссоциации кислоты.

В случае слабых кислот всегда N_Н+ = 1 (поскольку реально диссоциация слабых электролитов идет только по первой ступени).

Т.к. по закону разбавления для слабых электролитов , концентрацию ионов водорода можно рассчитать и так (только для слабых кислот):

                                                         (23),

где Кдисс – константа диссоциации слабой кислоты.

2.

Если в задаче дан раствор основания, то рассчитывается концентрация ионов ОН^-, затем показатель рОН по формуле (20), а уже затем – рН по формуле (21).

где a - степень диссоциации (в долях от единицы), Сосн - молярная концентрация основания (моль/л), N_ОН-  - количество гидроксид-ионов, образованных при диссоциации основания. В случае слабых оснований всегда N_ОН- = 1.

Также используя уравнение Оствальда (только для слабых оснований), получаем:

                                                        (25),

где Кдисс – константа диссоциации соответствующего слабого основания. Далее:

  р OH = - lg [ OH ^- ] → рН + рОН = 14, → рН = 14 - рОН.

Обучающие задачи.

Пример  1. Вычислить рН 0,001М растворов HС1 и КОН.

Решение. HС1 и КОН являются сильными электролитами и в разбавленных растворах практически полностью диссоциируют на ионы.

В растворе НС1: [Н⁺] = 0,001 моль/л. рН = –lg [H⁺] = –lg 0,001 = 3.

В растворе КОН: [ОН^–] = 0,001 моль/л. рОН = –lg [ОH^-] = –lg 0,001 = 3. рН=14 – 3=11.

Пример 2 . Вычислить рН, рОН, [ Н⁺ ] , [ ОН^- ] в 0.01М HCl .

Решение. Соляная кислота относится к сильным кислотам (a =1), поэтому можно принять: Ск-ты = [Н⁺] =0.01моль/л.

Значение рН вычисляется по формуле рН = –lg [H⁺]

рН= -lg 0.01 =2.

 Концентрацию гидроксид-ионов можно найти, зная величину ионного произведения воды:

[ОН^-] =10^-14/[Н⁺] = 10^-14/0.01 = 10^-12  

Значение рOH = -lg 10^-12   =12    

 

 Пример 3. Вычислить рН раствора H ₃ PO ₄ с концентрацией 0,0001 моль/л.

                                   

H ₃ PO ₄  -слабый электролит, поэтому Ск-ты ≠ [Н⁺] (т.к. a << 1 )

 

 [Н⁺] = a ×Ск-ты×N_Н+

Пример 4. Рассчитать рН раствора КОН, 350 мл которого содержат 0,0035 моль КОН.

Решение.                  КОН К⁺ + ОН^-.

с_м(КОН) = 0,0035:0,35 = 0,01М. с_м(КОН) = [ОН^–].

рОН = –lg [ОH^-] = –lg 0,01 = 2. рОН + рН = 14. рН = 14 – 2 = 12

или [Н⁺] = 10^–14/[ОН^–] = 10^–14/0,01 = 10^–12 моль/л. рН = –lg 10^–12 = 12.

Пример 5. Вычислить молярную концентрацию раствора Ba(OH)₂, если рН раствора составляет 12 при 298 К.

Решение.                Ba(OH)₂ Ва²⁺ + 2ОН^–.

рОН = 14 – 12 = 2.           -lg [ОH^–] = 2, откуда [ОH^–] = 0,01 М.

с_м(Ba(OH)₂) = [ОH^-]/2 = 0,01/2 = 0,005М.

Пример 6. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,01 М водного раствора аммиака при 298 К, если константа диссоциации NH₄OH при указанной температуре равна 1,76·10^–5.

Решение.                     NH₄ОH NH₄⁺ + OH^- .

   моль/л.

[Н⁺] = 10^-14/[ОН^-] = 10^-14/4,2·10^-4 = 2,4·10^-11 моль/л.

рН = –lg [H⁺] = –lg 2,4·10^–11 = 10,6.

        или 4,2 %.

 

Процессы в природе, в живом организме протекают при определенной кислотности среды. Например, растения могут нормально произрастать  лишь при рН, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Чаще всего растения страдают от повышенной кислотности и для ее устранения применяют известкование почв (добавляют известняки: карбонаты магния и кальция). При щелочных (солончаковых почвах) применяют гипсование – введение размолотого гипса CaSO₄´2H₂O.

Сами почвы по кислотности делят на сильнокислые (рН 3-4), кислые (рН 4-5), слабокислые, нейтральные (рН 6-7), слабощелочные (рН 7-8), щелочные и сильнощелочные (рН 9-10). Определенную кислотность имеет и вода: дождевая вода рН 6, водопроводная вода рН 7,5. Значение рН растворов человека и животного имеет также строго определенное значение: желудочный сок - рН 1,7 (сильнокислая среда вследствие содержания соляной кислоты), кровь - рН 7,4 (слабощелочеая среда), слезы нейтральны - рН 7.

ЧАСТЬ 6. Гидролиз солей

Реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону. При этом происходит химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды, сопровождающееся образо­ванием слабых кислот, слабых оснований или малодиссоциируемых ионов. Эта реакция получила название гидролиза солей.

 Гидролиз соли - это обратимый, ступенчатый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приво­дящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды.

Также можно сказать, что гидролиз - это разложение соли водой с образованием слабого электролита.

Итак, если хотя бы один из ионов соли может образовать малодиссоциированное соединение с составными час­тями воды (ионами Н⁺ или ОН^-), то рассматриваемая соль подвергается гидролизу. Если ни один из ионов соли малодиссоциируемое соединение не образует, то соль гидролизу не подвергается.

Так, не подвергается гидролизу соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Ионы таких солей не образуют с ионами H⁺ и OH^- воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Например, соли NaNO₃, KCl, Na₂SO₄, при растворении в воде гидролизу не подвергаются.

 

Гидролиз всегда протекает по частице (иону) от слабого электролита!!!!!

1. Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то протекает гидролиз по аниону слабой кислоты. Тип гидролиза при этом так и называется – гидролиз по аниону. В этом случае в растворе накапливаются ионы ОН^-  и среда в растворе такой соли становится основной (или щелочной). рН > 7.

  

А^z- + HOH Û HA^(z-1) + OH^-  (рН>7)   - гидролиз по аниону,                                                   

где HA - кислота, если Z = 1; анион кислой соли, если Z > 1.

 

Например:

Na ₂ S Û 2 Na ⁺ + S^2- - гидролиз по аниону, 2 ступени

Н₂О Û Н⁺+ОН^-           (т.к. соль образована слабой кислотой H₂S)

----------------------

I. S ^2- + HOH Û HS ^- + OH ^-              (ионное уравнение)         

   Na ₂ S + Н₂О Û Na HS  + NaOH (молекулярное уравнение)

II. HS^- + HOH Û H₂S + OH^-         

Na HS  + Н₂О Û H ₂ S + NaOH     pH >7 (щелочная среда, т.к. в растворе

                                                                      накапливаются ионы OH^- )

2. Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, то протекает гидролиз по катиону слабого основания. Тип гидролиза при этом так и называется – гидролиз по катиону. В этом случае в растворе накапливаются ионы Н⁺ и среда в растворе такой соли становится кислой, рН<7.

 

M^z+ + НОН Û МОН ^(z-1)+ + Н⁺ (рН<7)  - гидролиз по катиону ,                                                        

где МОН ^(z-1)+ - основание, если Z=l; катион основной соли при Z>1.

 

Например:

С aCl ₂ Û Сa²⁺ + 2 Cl ^2-          - гидролиз по катиону, 2 ступени

Н₂О Û Н⁺+ОН^-                   (соль образована слабым основанием Са(ОH)₂)

----------------------

I. Са²⁺ + HOH Û СаО H ⁺ + H ⁺         (ионное уравнение)         

 С aCl ₂ + Н₂О Û СаО HCl + HCl    (молекулярное уравнение)

II. СаО H ⁺ + HOH Û Са(О H )₂ + H ⁺         

СаО HCl + Н₂О Û Са(О H )₂+ HCl        pH <7 (кислая среда, т.к. в растворе

                                                                           накапливаются ионы H⁺)

 

3. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то происходит гидролиз по катиону и аниону.

Так, соли CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄  гидролизуются и по катиону, и по аниону.

Поскольку слабые кислоты и основания являются малодиссоциирующими соединениями и их константы диссоциации малы, то практически протекает лишь первая ступень гидролиза, а остальные являются теоретическими. В этом случае реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Например:

Соль ацетата аммония в водном растворе полностью диссоциирует на ионы. Оба иона принадлежат слабым гидроксидам, поэтому взаимодействуют с водой: При этом протекают параллельно два процесса:

CH₃COO NH₄ →  NH₄⁺ + СН ₃ СОО ^-

NH₄⁺ +HOH Û NH₃ × H₂O +H⁺

+                                                             Н⁺+ОН^- =Н₂О

CH ₃ СОО^- + HOH Û С H ₃ СОО H + OH ^-

NH ₄ ⁺ + СН₃СОО^- + Н₂О Û NH ₃ × H ₂ О + CH ₃ COOH

NH₄⁺ + H₂O D NH₄OH + H⁺

CH₃СОО ^- + Н₂О D CH₃COOH + ОН ^- .

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Поскольку в рассматриваемом примере константы диссоциации СH₃COOH и NH₄OH при 25^оС примерно равны (К_д(СH₃COOH) = 1,75·10^–5, К_д(NH₄OH) = 1,76·10^–5), то раствор соли будет нейтральным.

Обучающие задачи

Пример 1. Составить уравнения гидролиза карбоната калия в растворе.

I ступень: СО₃^{2 -} + Н₂О D НСО₃ ^- + ОН ^- ;

              2К⁺ + СО₃^2– + Н₂О D К⁺ + НСО₃ ^- + К⁺ + ОН ^-

     К₂СО₃ + Н₂О D КНСО₃ + КОН

II ступень:   НСО₃ ^- + Н₂О D Н₂СО₃ + ОН ^- .

     КНСО₃ + Н₂О D Н₂СО₃ + КОН

 Гидролиз по аниону, раствор становится щелочным (рН>7).                                                              

           

 Пример 2. Составить уравнения гидролиза  соли хлорида цинка.

I ступень :   Zn²⁺ + H₂O D Zn(OH)⁺ + H⁺.

       ZnCl₂ + H₂O D Zn(OH)Cl + HCl

II ступень : Zn(OH)⁺ +H₂O D Zn(OH)₂ ¯ + H⁺

                Zn(OH)Cl +H₂O D Zn(OH)₂ ¯ + HCl

Гидролиз по катиону. Избыток ионов водорода в этом случае обусловливает кислотную среду раствора (рН<7).                                                                                                                                                                              

 

Пример 3. Составить уравнения гидролиза  соли хлорида железа ( III ).

I ступень: Fe ³⁺ + HOH FeOH ²⁺ + H ⁺ ;

            FeCl ₃ + HOH FeOHCl ₂ + HCl .

II ступень: FeOH ²⁺ + HOH Fe ( OH )₂⁺ + H ⁺ ;

              FeOHCl₂ + HOH Fe(OH)₂Cl+ HCl.

III ступень : Fe(OH)₂⁺ + HOH Fe(OH)₃ + H⁺;

                Fe(OH)₂Cl + HOH Fe(OH)₃+ HCl.

Гидролиз по катиону. Раствор приобретает  кислотную среду (рН<7).             

Пример 4. Составить уравнения гидролиза  соли хлорида железа ( III ).

I ступень : PO₄^3- + H₂O ↔ HPO₄^2- + OH¯

              Na₃PO₄ + H₂O ↔ Na₂HPO₄ + NaOH

II ступень : Na₂HPO₄ + H₂O ↔ H₂PO₄^2- + OH¯

              Na₂HPO₄ + H₂O↔ NaH₂PO₄ + NaOH

III ступень : H₂PO₄¯+ H₂O = H₃PO₄ + OH¯

          NaH₂PO₄ + H₂O = H₃PO₄ + NaOH

Гидролиз по аниону, раствор щелочной (рН>7).

ЧАСТЬ 7.  Буферные растворы

Чтобы изменить концентрацию ионов Н⁺ в воде в области от слабой щелочности до слабой кислотности, достаточно очень небольшого количества сильной кислоты или основания.

Если добавить 1 каплю концентрированной кислоты к 1 л воды, то вода сразу становится достаточно кислой – концентрация [ H ⁺ ] увеличивается при этом в 5000 раз. При добавлении 1 капли щелочи [ H ⁺ ] уменьшается в 10⁶ раз.

Однако же, многие реакции в растворе протекают в желаемом направлении только при определенной кислотности, и изменение рН часто приводит к изменению направления реакции и к появлению новых продуктов взаимодействия. Кислотность раствора может меняться в результате химической реакции, поэтому поддержание определенного значения рН часто является одним из решающих условий ее протекания.

Свойство растворов сохранять свою кислотность независимо от добавок щелочи и кислоты называется буферным действием раствора.

Заданное значение рН раствора поддерживается постоянным с помощью буферных растворов.

Буферным называется раствор, рН которого не изменяется при разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или основания.

Буферный раствор представляет собой смесь кислоты и сопряженного основания.

Сопряженное основание – это основание, содержащее с кислотой одноименные ионы.

При ведении в такую смесь небольших добавок сильной кислоты или сильного основания изменения рН не происходит совсем или оно очень велико.

Очень немного изменяется рН буферного раствора и при разбавлении.

Лучшим является буферный раствор, содержащий высокие и приблизительно равные концентрации кислоты и сопряженного с ней основания.

Одним из наиболее известных является ацетатный буфер, в состав которого входят уксусная кислота и ацетат натрия.

                         СН₃СООН и СН₃СОО Na.

Равновесие в растворе ацетатного буфера можно представить схемой:

                         СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺

Буферное действие такой системы связано с тем, что в ней имеется «противоядие» и против ионов водорода, и против гидроксид-ионов.

При введении в ацетатный буфер сильной кислоты равновесие несколько сдвинется влево, а при введении сильного основания - несколько вправо.

Но, поскольку в растворе в достаточном количестве имеется и уксусная кислота, и ацетат натрия, то заметного изменения рН не происходит.

Чтобы понять, каким образом действует буферный раствор, следует проанализировать выражение для константы равновесия диссоциации кислоты.

       →

В эквимоляльном растворе (1:1) [ Н⁺] зависит от Кд и является постоянной величиной: рН = -lg [ Н⁺]= 4.7

При соответствующем подборе концентраций соли и кислоты можно добиться разных рН.

Например, в смеси уксусной кислоты и ацетата, взятых в пропорции 1:5:    

[ Н⁺] = 0.2 * Кд → рН = 5.4.

Влияние добавок

СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺           - здесь ионов мало

СН₃СОО Na = СН₃СОО^- + Na ⁺     - ионов больше

 

1. добавка Н Cl.     Это сильная кислота   HCl = H⁺ + Cl^-

ионы Н⁺ из кислоты взаимодействуют с СН3СОО-, которые образовались при диссоциации ацетата и кислоты (но от кислоты их очень мало, т.к. она плохо диссоциирует). При этом происходит образование слабой уксусной кислоты:

     СН₃СОО^- + Н⁺= СН₃СООН.

Эта кислота диссоциирует очень слабо сама по себе. Кроме того, ее диссоциация подавляется ионами СН₃СОО^-, которые уже присутствуют в растворе.

То есть, сильная кислота заменяется слабой уксусной и концентрация ионов Н⁺ меняется мало.

Как мы видим, в растворе еще присутствуют ионы Cl^- и Na ⁺ , которые рекомбинируют и образуют нейтральную соль, которая также не влияет на рН, поскольку не содержит ионов Н⁺.

  Cl^- + Na ⁺ = Na Cl

 

2. добавление NaOH – это сильное основание (щелочь). В растворе диссоциирует почти нацело:

                                            NaOH = Na ⁺ + OH ^-

При добавлении в раствор ионы OH ^- могут создать щелочную среду и резко увеличить рН ( мы знаем, что при рН>7 – среда щелочная).

Но, на самом деле, эти OH ^- взаимодействуют с Н⁺ из уксусной кислоты. При этом образуется вода:

                                                  Н⁺ + OH^- = Н₂О

То есть, опять мы видим, что рН не меняется, т.к. вода нейтральна.

 

Вместо же израсходованных Н⁺ -ионов кислота, диссоциируя, поставляет новые, поэтому изменения кислотности, опять-таки не происходит.

 

Подобные же процессы происходят при добавлении кислоты и щелочи к аммонийному буферу. Это смесь NH ₄ OH и NH ₄ Cl.

Т.о. можно отметить, что буферный раствор стойко поддерживает постоянное значение рН, не позволяя ему изменить ни под действием кислоты, ни под действием щелочи.

 

Однако все-таки при введении добавок кислотность меняется, но не сильно. При этом если рассматривать разные буферные системы, то при добавлении в них одинакового количества кислоты или щелочи рН меняется по-разному.

Это происходит из-за того, что разные растворы обладают разным буферным действием.

Влияние разбавления

Возьмем формиатный буферный раствор

НСООН (0.4 М) и НСООNa (1 М)

Н₂О + НСООН = Н₃О⁺ + НСОО^-

К_д=1.77*10^-4=[ Н₃О⁺][ НСОО^-]/[ НСООН]=[ Н₃О⁺]*1.00/ 0.4

[ Н₃О⁺]=7.08*10^-5моль/л → рН=4.15

при разбавлении в 50 раз:

С _НСООН = 0.4/50 = 8*10^-3 М

С _{НСОО Na} = 1/50 = 2* 10^-2 М

При разбавлении добавляется вода: 2Н₂О = Н₃О ⁺ + OH^-

1.77*10^-4=[Н₃О⁺]*2*10^-2/8*10^-3 →[ Н₃О⁺]=7.08*10^-5моль/л → рН=4.15

при разбавлении в 10 000 раз:

С _НСООН = 0.4/50 = 4*10^-5 М

С _{НСОО Na} = 1/50 = 1* 10^-4 М

 

Раствор уже кислый, поэтому используются такие выражения для концентраций:

рН=4.63

             [ НСООН]= 4*10^-5 - [ Н₃О⁺]

            [ НСОО^-] = 1* 10^-4 + [ Н₃О⁺]

 

Видно, что при большом разбавлении рН меняется, при малом же – остается практически постоянной.

 

Влияние разбавления на рН буферных и небуферных растворов отражено на рисунке.

рН

 

                                                        С_М

Величина рН буферного раствора остается практически неизменной при разбавлении, пока его концентрация не уменьшится настолько, что приближения, которые мы описали химическими реакциями, станут недействительными.

То есть, если к буферному раствору добавить большое количество сильной кислоты или основания (и если концентрация кислоты велика), то происходит существенное изменение рН в кислую или щелочную сторону.

Это происходит из-за того, что поступающие ионы Н⁺ или ОН^- находятся в большом количестве и не могут уже компенсироваться теми противоионами, которые находятся в буферном растворе за счет его диссоциации.

 

Способность буферного раствора поддерживать постоянное значение рН определяется его буферной емкостью.

Буферной емкостью (В) называется число эквивалентов сильной кислоты или сильного основания (щёлочи), которое необходимо добавить к 1 л буферного рас­твора, чтобы изменить его рН на единицу

Математически: ,      где p - буферная емкость

dx – концентрация введенной сильной кислоты или щелочи, равная изменению концентрации соответствующего компонента буферной смеси.

 

Буферная емкость зависит:

· от концентрации кислотно-основной сопряженной пары

· от отношения концентраций кислоты и сопряженного основания

если это отношение равно 1, то буферная емкость максимальна.

 

Применение буферных систем

В химическом анализе используют буферные растворя различного состава:

· ацетатная (кислота и ацетат)         рН = 3.7

· фосфатная (NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄)  pH = 6.8

· формиатная (НСООН и НСООNa)  рН = 3.7

· аммонийная (NH₄OH и NH₄Cl)          рН = 9.3

 

В живых организмах (и растения, и животные) также действуют буферные системы.

Кровь и другие физиологические жидкости представляют собой буферные растворы. рН крови – постоянная величина. Она медленно отклоняется от нормального значения (рН = 7.4) при добавлении кислоты или основания.

Наиболее важными веществами, определяющими буферные свойства крови, являются белки сыворотки, которые имеют основные и кислотные группы, способные соединяться с кислотой и основанием и «нейтрализовать» их действие.

Почва – также обладает буферными свойствами. Различные внешние факторы (осадки, стоки, поливы, удобрения) могут изменять кислотность почечного раствора. Это может сказываться на состоянии почв и урожайности, но буферные системы в почве противодействуют этим факторам.

 

Приложение

 

Основная литература

СОДЕРЖАНИЕ

	стр
ЧАСТЬ 1. основные сведения о растворах	3
ЧАСТЬ 2.  Способы выражения концентрации растворенного вещества в растворе	6
ЧАСТЬ 3. Теория электролитической диссоциации	18
3.1. Понятие об электролитах и неэлектролитах	18
3.2. Основные положения теории электролитической диссоциации	19
3.3. Понятие о степени диссоциации	21
3.4. Равновесия в растворах слабых электролитов. Понятие о константе диссоциации	22
3.5. Типы электролитов	24
3.6. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации	27
ЧАСТЬ 4. ионные превращения в растворах. Реакции ионного обмена	29
ЧАСТЬ 5.  Вода как слабый электролит. Понятие о кислотности среды. Водородный показатель.	32
5.1. Основные понятия	32
5.2. Методы измерения рН	34
5.3. Методы расчета рН	37
ЧАСТЬ 6. Гидролиз солей	41
ЧАСТЬ 7.  Буферные растворы	47
приложение	53
Список литературы	54
Содержание	55

Кафедра химии

                                               

 

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

(Учебное пособие)

 

Иваново 2014

УДК 544.35

 

 

Рецензенты:

Доктор химических наук, профессор кафедры органической и физической химии ФГБОУ ВПО «Ивановский государственный университет»

                                                        Е. Н. Крылов

Кандидат химических наук, ст.пр. кафедры земледелия и агрохимии ФГБОУ ВПО «Ивановская ГСХА имени ак. Д.К. Беляева»

                                                        С.В, Силкин

 

Под редакцией к.х.н., доцента, зав.кафедрой химии  Наумовой И. К.

 

Составители: Шаповалова Т. А., старший преподаватель.

                   Кузьмина Т.А., старший преподаватель

                         

 

Растворы электролитов: Учебное пособие / Кузьмина Т. А., Шаповалова Т. А. под ред. Наумовой И.К.  Ивановская ГСХА имени академика Д.К.Беляева. – Иваново: ИГСХА, 2014-55 с.

 

Предлагаемое учебно-методическое пособие предназначено для самостоятельной работы студентов, изучающих дисциплину «Неорганическая химия» на агротехнологическом и инженерном факультетах, факультете ветеринарной медицины и биотехнологии в животноводстве. Пособие служит дополнительным источником информации, содержащим краткую и в то же время детальную информацию по рассматриваемым в лекционном курсе темам. Нахождение в одном пособии теоретического материала и обучающих задач позволяет быстрее и легче осваивать учебный материал.

    Рекомендовано студентам очной и заочной форм обучения.

   Печатается на основании решения методической комиссии факультета ветеринарной медицины и биотехнологии в животноводстве. Протокол № ________________

 

©Федеральное государственное бюджетное образовательное  учреждение высшего профессионального  образования «Ивановская государственная сельскохозяйственная академия имени академика   Д. К. Беляева», 2014

© Наумова И.К., Кузьмина Т. А., Шаповалова Т. А.

 

ЧАСТЬ 1. основные сведения о растворах

Истинный раствор - это сложная однородная (гомогенная) система, состоящая из двух и более компонентов, относительные количества которых могут меняться в широких пределах без нарушения однородности.

Основным признаком, характеризующим раствор, является его однородность. По этому признаку растворы больше напоминают химические соединения и отличаются от механических смесей. С другой стороны, рас­творы не имеют строго определенного состава. В этом их существен­ное отличие от химических соединений.

 

Растворы бывают:

1) твердыми (сплавы), жидкими и газообразными (воздух, смесь газов);

2) водными (растворитель - вода) и неводными (любой другой растворитель);

3) концентрированными и разбавленными;

4) растворами электролитов и неэлектролитов.

 

 Для химии наибольшее значение имеют жидкие растворы. Они обладают благоприят­ными условиями как для перемещения молекул, ионов, так и для тесного их сближения, необходимого для химического взаимодействия.

Компоненты жидкого раствора условно подразделяют на растворитель и растворенное вещество (одно или несколько).

	Раствор		растворитель		вещество

                    =                             +

Растворитель:

а) При растворении твердых веществ или газов в жидкости за растворитель принимается жидкость;

Например: 1 ложка кристаллической поваренной соли NaCl растворяется в стакане жидкой воды; получается раствор соли, где растворитель - вода. Также вода является растворителем, если растворить в ней твердое вещество (глюкозу) или газ (СО₂ ). 

б) При образовании раствора из двух жидкостей за растворитель принимают ту из них, которой взято больше.

Например: смешивается  спирт и вода. Что в этом случае будет являться растворителем?
-  3 % раствор спирта,  растворитель - вода,

- 90 % раствор спирта, растворитель - спирт,

- 50% раствор спирта, есть право выбора растворителя.

 

Растворенное вещество:

Если растворенное вещество в растворе раздроблено до молекулярного или атомного уровня (диаметр частиц вещества <10^-9м), то такой раствор называется  ИСТИННЫМ (молекулярным) раствором. Такие растворы устойчивы, не расслаиваются при длительном стоянии, прозрачны и легко проходят че­рез фильтр.

При растворении вещества одновременно наблюдаются изменения свойств и растворенного вещества,  и самого растворителя.

Например, сухая поваренная соль не проводит электрический ток, дистиллированная вода тоже не про­водит ток, а водный раствор поваренной соли ток проводит (электропроводен).

Измене­ние свойств растворителя и растворенного вещества связано с возникно­вением между компонентами раствора различного рода межмолекулярных взаимодействий от очень слабых (электростатических) до достаточно сильных – химических. При этом появляются продукты взаимодействия – их называют  сольваты.

Сольваты (гидраты, если растворитель - вода) представляют собой в большинстве случаев непрочные соединения, легко разлагающиеся при выделении их в свободном состоянии. Но иногда сольваты представляют собой прочные соединения, которые можно легко выделить из раствора путем кристаллизации.

 Кристаллические вещества, содержащие молекулы растворителя, называются кристаллосольватами (кристаллогидрата­ми, если растворитель - вода). Примеры кристаллогидратов: Fe₂SO₄´7H₂O -железный купорос; Na₂CO₃´1OH₂O - сода и т.д. Вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристалли­зационной водой.

Процесс растворения, т.е. получения истинного раствора, является процессом самопроизвольным, но не является односторонним. Молекулы растворяемого вещества не только переходят с поверхности кристалла в раствор, но и выделяются из раство­ра на поверхность этого же кристалла. Т.е. одновременно идут два процесса: растворение и кристаллизация. После установления равно­весия содержание растворяемого вещества в растворе остается неизменным, если не изменяются условия, при которых находится раствор, напри­мер температура. Такое состояние раствора называется состоянием насы­щения, а раствор - насыщенным. Состояние насыщения раствора соответ­ствует максимальной растворимости вещества. В ненасыщенном растворе содержится вещества меньше, а в пересыщенном - больше, чем в насы­щенном при одинаковых условиях.

Значение растворов

Самым распространенным растворителем на Земле является вода. Большин­ство химических процессов в живых организмах про­текают именно в водных растворах. Поэтому далее мы будем рассматривать ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ.

Вода является уникальным универсальным растворителем. Ее свойства во многом связаны с тем, что молекулы воды образуют в растворах с етку водородных связей:

 О ….. Н    Н  ….. О            

   Н   Н   … О …… Н    Н       

Большинство превращений в природе - это реакции в водных растворах. Так, во многих происходящих в растворах процессах при протекании хи­мической реакции выделяются или связываются ионы водорода, в резуль­тате изменяется рН системы.

В результате гидролиза минералов происходит разрушение горных пород, гидролиз солей применяют для очистки и уменьшения жесткости воды, гидролиз древесины, соломы - для получения дрожжей, спирта, глюкозы. Растворы играют исключительно важную роль в природе и в жизни че­ловека. В живых организмах происходит гидролиз полисахаридов и белка. Все важнейшие физиологические жидко­сти (лимфа, кровь) являются растворами, а физиологические процессы в организме человека, животных и растениях совершаются в разнообразных многокомпонентных системах, представляющих собой растворы. Почвенные растворы, клеточный сок растений – все это водные растворы. 

1234567Следующая ⇒

Поделиться: