Розчини

Мета роботи: вивчити загальні властивості розчинів, дати порівняльну характеристику розчинам електролітів та неелектролітів, навчитися здобувати розчини заданої концентрації.

5.1 Загальні відомості

5.1.1. Загальна характеристика розчинів

Розчини - гомогенні системи, які складаються з двох або більше компонентів: дисперсійної фази – речовини, які рівномірно розподілені у вигляді молекул, атомів, йонів у дисперсійному середовищі – розчиннику. Розчинення речовин супроводиться зміною теплового ефекту. Цей факт та інші свідчать про хімічну взаємодію розчиненої речовини та розчинника.

При розчиненні речовини протікають процеси: руйнування хімічних зв'язків між частинками (атомами, молекулами, йонами) речовини, розчинника, що пов'язане з поглинанням теплоти; в цей час відбувається екзотермічний процес утворення сольватів (гідратів); дифузія сольватів (гідратів) між частинками розчинника (ендотермічний процес). Тепловий ефект розчинення - це сумарне значення вище вказаних процесів.

Розчинність речовини залежить від: природи речовини, температури, тиску (для газоподібних речовин) та інші. (Додаток Г).

Кількісно розчини характеризуються:

1. К_р - коефіцієнт розчинності, показує масу речовини, що припадає на 100 г розчинника (об'єм газоподібної речовини на 1 л розчинника)

2. ω - масова (об'ємна) частка розчиненої речовини

3. С_м - молярна концентрація, показує кількість розчиненої речовини, яка міститься в 1 л розчину

4. С_N - еквівалентна концентрація (нормальна) показує число еквівалентів (N_{екв .}) розчиненої речовини в 1 л розчину.

С_N = N_екв/V_розч.; С_N=m/(M_екв · V_розч.)

5. Титр - відношення маси речовини до об'єму розчинника

T = m_реч./V_розч.(мл)

5.1.2. Розчини електролітів

1. При розчиненні у воді електроліти дисоціюють з утворенням йонів, тому розчини електролітів проводять електричний струм.

HCl ↔ H⁺ + Cl^-; Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ +3SO₄^2-;

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-; KHCO₃ ↔ K⁺ + HCO₃

2. На процес дисоціації впливає: природа речовин, природа розчинника, температура.

3. Кількісною характеристикою процесу дисоціації є:

1) ступінь дисоціації (α)

α=С_{M. дис. м-л} /С_{М заг.};

Ступінь електролітичної дисоціації визначають експериментально за величиною ізотонічного коєфіціента і -поправлення від ідеальних систем, розбавлених розчинів неелектролітів

, k - число йонів, на яке дисоціює молекула електроліту.

2) для слабких електролітів - константа дисоціації К_Д.

Для рівняння: aA + bB = cC + dD

K_Д = (С_с^с·С_D^d)/(C_A^a·C_B^b); K_Д = Сα²/1-α (закон розбавлення Оствальда).

4. Дисоціація води. Йонний добуток води.

Чиста вода - слабкий електроліт.

Н₂О ↔ H⁺ + OH^- α=1,8·10^-9 (22°C)

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-; H₃O⁺ - йон гідроксонію

К_Н2О = [H⁺] · [OH^-] - йонний добуток води.

В 1 л води (t° = 22°С) [H⁺] = [OH^-]=10^-7 йонів

К_Н2О=10^-7·10^-7=10^-14 - стала величина

Кислотні властивості розчинів (С.Серенсен,1909р) характеризуються величиною водневого показника рН = -lg [H⁺].

рН = від 1 до 14

рН = 7 - нейтральний розчин

рН < 7 - кислий

рН > 7 - лужний

5. Деякі солі при розчинені у воді підлягають гідролізу - розкладаються водою з утворенням слабких електролітів.

Zn²⁺ + HOH → ZnOH⁺ + H⁺; pH < 7

CO₃^2- + HOH → HCO₃^-+ OH^-; pH > 7

Збільшення температури сприяє прискоренню гідролізу.

5.1.2. Розчини неелектролітів

Розчини неелектролітів не проводять електричний струм, характеризуються колегативними властивостями, тобто властивості розчинів залежать лише від їхньої концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини.

Кількісно характеризуються:

1) осмотичним тиском (Вант-Гофф, 1885р)

P_осм.= υRT/V_р-ну

2) законами Рауля:

ΔP = P₀·(υ_реч./ (υ_реч. + υ_р-ка)

ΔP - відносне зниження тиску пари над розчином

υ - кількість речовини

ΔТ_кип = K_e·C_m; ΔТ_крист = K_кр · C_m

ΔТ_кип - підвищення температури кипіння розчину в порівнянні з температурою кипіння розчинника;

ΔТ_крист. – зниження температури замерзання розчину в порівнянні з температурою замерзання розчинника;

C_m - моляльна концентрація розчину (показує кількість речовини (число молів) в 1000г розчинника)

К_е - константа ебуліоскопічна

К_кр. - константа кріоскопічна

К_е, К_кр - залежать від природи розчинника

5.2 Завдання для самостійного розв'язання

5.2.1. Відповісти на запитання, виконати завдання

1. Дати характеристику дисперсійним системам.

2. Порівняти властивості та кількісну характеристику розчинів електролітів та неелектрлітів.

3. Привести приклади рівнянь реакції обміну (в молекулярному та йонному виглядах) з утворенням нерозчинної речовини, газоподібної речовини, слабкого електроліту.

4. Скласти рівняння реакцій гідролізу солей FeCl₃, K₂CO₃, CH₃COONH₄. Вказати pH середовища.

5.2.2 Розв'язати задачі

1. Визначити ω, С_м, С_N розчину сульфатної кислоти, якщо в 24,5 г розчину міститься 4,9 г H₂SO₄, ρ_р-ну = 1,139 г/см³

(20%, 2,325 М, 4,65 N)

2. Визначти pH 0,01М розчину хлоридної кислоти.

(2)

3. Визначити масу 98%-ного розчину сульфатної кислоти, необхідну для приготування 500г 25%-ного розчину

(127,6г)