Глава 5. РАСТВОРЫ. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ. ДИССОЦИАЦИИ

§ 5.1. 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: H+, HSO4, SOj-; раствор гидроксида ка­лия — из воды, гидроксида калия и гидратированных ионов K+ и ОН-(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 M⅞ — массовая доля растворенного вещества; Тв — масса рас­творенного вещества и Т — общая масса раствора.

Массовую долю растворенного вещества Wb 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.

(5.2)

Где С (√V) — молярная концентрация частиц ʃ; П (X) — количество вещества частиц Xi содержащихся в растворе, V— объем раство­ра. Основной единицей молярной концентрации является моль/л. Примеры записи молярной концентрации: С (HCl) = 0,1 моль/л, c(H3PO4) = 0,5 мсль/л, С (NH↑) = 10 моль/л, с(H+) — I-IQ"5 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, 1 M NaOH — молярный раствор гидрок­сида натрия, 1 л такого раствора содержит 1 моль вещества или 1 моль • 40 г/моль = 40 г NaOH; 0,01 M NaOH — сантимолярный раствор, 1 л его содержит 0,01 моль, Т. Е. 0,01 ■ 40 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, ð)j. Пользоваться мо­лярной концентрацией удобно, так как известно количество ве­щества, содержащееся в опреде­ленном объеме раствора. Напри­мер, для нейтрализации 1 л 1 M раствора NaOH необходимы в со­ответствии с уравнениями реак­ций:

А) NaOH + HCl = NaCl + H2O;

Б) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 +

+ 2H2O

а 6рис. 5.1. приготовление 1 m ра-створа:
а —мерная колба; 6 — раствор
Следующие объемы растворов кислот: 1 л 1 M HCl или 0,5 л 1 M H2SO4. Очевидно, на нейтрализа­цию 0,5 л 2 M раствора NaOH потребуется 0,5 л 2 M HCl, или 0,5 л IM H2SO4, или 0,25 л 2 M H2SO4 и т. д.

$ 5.2. 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.

Стекло, серебро, золото — это примеры практически нераство­римых в воде веществ (твердые вещества). К ним следует также отнести керосин, растительное масло (жидкие вещества), благо­родные газы (газообразные вещества). Примером малораствори­мых в воде веществ могут служить гипс, сульфат свинца (твердые вещества), диэтиловый эфир, бензол (жидкие вещества), метан, азот, кислород (газообразные вещества). Многие вещества в воде растворяются весьма хорошо. Примером таких веществ могут слу­жить сахар, медный купорос, гидроксид натрия (твердые веще­ства), спирт, ацетон (жидкие вещества), хлороводород, аммиак (га­зообразные вещества).

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 нерасгворенным. 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, Na2SO4 ∙ IOH2O, Na2S2O3 * 5НгО, CH3COONa, Na2B4O7 ■ ЮН2О и др.

Часто малорастворимые и практически нерастворимые веще­ства объединяют одним названием — малорастворимые. Тогда говорят только о растворимых н 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 eC в 100 г воды растворя­ется 51,7 г соли нитрата свинца (II) Pb(NO3)2 (т. е. растворимость этой соли при 18 oC равна 51,7). 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, NaCl, AICI3) или даже умень­шается [например, Ca(OH)2,

температура, °cрис. 5.3. кривые растворимости газовLi2SO4, Ca(CH3COO)2J. На коэф­фициент растворимости твердого тела в воде давление влияет весь­ма незначительно, так как при растворении не происходит за­метного изменения объема сис­темы.

C помощью кривых раствори­мости легко рассчитать, сколько соли выпадет из раствора при его охлаждении. Например, если взять IOOr воды и приготовить при 45 0C насыщенный раствор нитрата калия, а затем его охла­дить до 0 βC, то, как следует из кривой растворимости (см. 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 JIe 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).

§ 5.3. Тепловые явления при растворении

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

(AH < 0), во втором —• Эндотермический (АН > 0). Теплота ра­створения АН — это количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при растворении 1 моль вещества. Так, для гид­роксида калия АН ° = —55,65 кДж/моль, а для нитрата аммония АН” = +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 своей книге. Теперь известна природа этих сил. Сольваты (гидраты) образуются за счет донорно-акцептор­ного, ион-дипольного взаимодействия, за счет водородных свя­зей, 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 (И) 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) получают в чистом виде только в форме кристаллогидратов. Д. И. Менделеев доказал существование гид­ратов серной кислоты, а также ряда других веществ[†††††††].

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 концентрацией — сокращением объема при смешивании жидкостей. C 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, H. C. Kyp — наков.

§ 5.4. Электролиты и неэлектролиты

рис. 5.4. прибор для определения электрической проводимости растворовХорошо известно, что одни ве­щества в растворенном или рас­плавленном состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. Это можно наблюдать с 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 ва 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 Na+ и хлорид-ионы Cl*. Вода обра­зует ионы водорода H+ и гидроксид-ионы OH — лишь в очень не­значительных количествах.

§ 5.5. 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 (Na+, Mg2+, Al3+ И т. д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы (NO^, SO4-, PO^" и т. д.). Многие ионы окра­шены. Например, ион MnO4 имеет малиновый цвет, ион CrO4~ — желтый, ионы Na+ и Cl- бесцветны. Само название «ион» в пере­
воде 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 KA на катион K+ и ани­он А~ в общем виде записывается так:

KA K+ + A-

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

§ 5.6. 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.

рис. 5.5. схема электролитической диссоциации хлорида натрия в вод-ном растворе

¾,—¾χ⅛? <⅜¾≤?

<o∈ 3>е>»®э©©еэ ^cffla÷ΘQθ ɛb <¾q⅛ ⅜⅛

Рис. 5.6. Схема электролитической диссоциации полярной мо-
лекулы в водном растворе:

1 — полярная молекула в начале гидратации; 2 — переход по-
лярной структуры в ионную под действием диполей воды; 3 —
Гидратированный катион; 4 — гидратированный анион

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 ос — лабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом, как показано на рис. 5.5, образуются Гидратированные 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 ори­ентируются 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 гидратированные 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 ионы они могут в полярных растворителях.

§ 5.7. 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 соеди­нений 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. рас. 5.6). Эти ионы связаны с молекулами воды, т. е. гидра­тированы. И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содер­жатся ТолькО гидратированные ионы. В настоящее время это пред­ставление общепринято.

Итак, гидратация ионов (в общем случае сольватация[‡‡‡‡‡‡‡]) — 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 H+, удерживающий одну молекулу воды, — это гидратированный протон H+(H2O). В научной литературе его изображают формулой H3O+ (или OH3+) и называют Ионом гидроксония.

Следует помнить, что в растворах нет иона H+, а есть ион H3O+, который иногда для простоты условно обозначают символом H+. Говоря об ионе водорода в растворах, всегда имеют в виду ион гидроксония. Механизм возникновения прочной ковалентной связи в ионе H3O+ донорно-акцепторный:

h
дд=-711 кдж

Молекула воды — донор, протон — акцептор.

Од нако мнения химиков разделились. Одни полагают, что в рас­

Творе существуют только ионы гидроксония H3O+, а другие счита­ют, что помимо H3O+ имеются также ионы Н9О4 (который можно представить как H+ • 4НгО или H3O+ * ЗН2О) и H7O3 (H+ ∙ 3⅛0 или H3O+ • 2НгО). Ни то, ни другое предположение эксперимен­тально не подтверждено. Большинство других ионов также обра­зуют гидраты переменного состава. Поэтому лучше изображать ион водорода как H+ (вода.), что означает гидратированный ион водорода. Аналогично следует поступать и при написании других гидратированных ионов.

Например:

HCJ (газ) ½½ H+ (вода.) + Cl — (вода.)

CH3COOH (водн.) H+ (водн.) + CH3COO — (вода.)

HS<¾ (водн.) H+ (водн.) + SO^ (водн.)

Но обычно для простоты написания указания в скобках опус­кают.

§ 5.8. Диссоциация кислот, оснований и солей
в водных растворах

C 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. Например:

HCl H+ + СГ; CH3COOH ^H+ + CH3COO~

Основгюеть кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCI1HNO3 — одноос­новные кислоты — образуется один катион водорода; H2S, H2CO3, H2SO4 — двухосновные, a H3PO4, H3AsO4 — трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четы­рех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кисло­ты CH3COOH, только один, входящий в карбоксильную группу, — COOH, способен отщепляться в виде катиона H+, — уксусная кис­лота одноосновная.

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

H3PO4 ≠± H+ + H 2 PO4 (первая ступень)

HiPO4 ч=± H+ + НРО4- (вторая ступень)

HPO4- ч=± H+ + PO4 (третья ступень)

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 H3PO4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах)

H2PO4~, Hpo4- и РоГ.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации кото­рых в качестве анионов образуются только гцдроксцц-ионы. Например:

KOH K++ 0K’; NH4UH NH44+ OH-

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их не­много. Это основания щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH и Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, а также NH4OH. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксиль­ных групп (гидроксогрупп). Например, NH4OH — однокислот­ное основание, Ca(OH)2 — двухкислотное, Fe(OH)3 — трехкис­лотное и т. д. Двух — и многокислотные основания диссоцииру­ют ступенчато

Ca(OH)2 ≠t Ca(OH)+ + ОН" (первая ступень)

Ca(OH)+ ÷⅛ Ca2+ + ОН" (вторая ступень)

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 H+ и ОН" (в незначительных количествах):

H2O ≠ H+ + OH-

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

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(OH)2 мож­но выразить уравнением

20H" + Zn2+ + 2H2O Zn(OH)2 + 2H2O [Zn(OH)4]2" + 2H+

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

Например:

(NH4)2SO4 ÷± 2NHj + SθJ; Na3PO4 ÷± 3Na+ + PO4′

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

KHso4 κ+ + Hso4^

И далее

HS0^÷±H+ + S0j"

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

Mg(OH)Cl 5± Mg(OH)+ + сг

И далее

Mg(OH)+ ÷± Mg2+ + OH-

§ 5.9. Степень диссоциации

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 а — альфа).

Степень диссоциации — это отношение числа распавшихся на ионы молекул Λr’ к общему числу растворенных молекул N

_ n’

A-~ar’ (5.3)

Степень диссоциации электролита определяется опытным пу­тем и выражается в долях единицы или в процентах. Если а = О, то диссоциация отсутствует, а если А — I или 100%, то электролит полностью распадается на ионы[§§§§§§§]. Если же ос = 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. C 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:

CH3COOH CH3COO- + H+

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.

§ 5.10. Сильные и слабые электролиты

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссо­циируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты, например H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HMnO4, HCiO3, HClO4;

3) основания щелочных и щелочно-земельных металлов.

Диссоциация сильного электролита, например NaCl, обычно

Изображается уравнением

NaCl ÷± Na+ + СГ (а)

Как отмечалось выше, в кристалле хлорида натрия отсутству­ют молекулы NaCl. При растворении кристаллическая структура разрушается, гидратированные ионы переходят в раствор. Моле­кулы в растворе также отсутствуют. Поэтому о недиссоциирован — ных молекулах в растворах сильных электролитов можно гово­рить лишь условно. Их скорее можно представлять как ионные пары: (Na+CΓ), 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:

Na+Cl- (тв.) ÷± Na+ (водн.) + СГ (водн.) (б)

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.

К ним относятся:

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например H2CO3, H2S, HNO2, HClO, H2SiO3;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочно-земельных металлов), а также NH4OH, который мож­но изображать как гидрат аммиака NH3 — НгО (см. § 10.3). К сла­бым электролитам относится вода. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

§ 5.11. 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, мало — растворимые (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 положений 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:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

2. Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоцииру­ющие вещества в виде ионов:

Fe3+ + ЗСГ + 3Na+ + ЗОН — = Fe(OH)3J + 3Na+ + ЗСГ

Это ионное уравнение реакции.

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

Ee3+ + ЗСГ + 3Na+ + ЗОН’ = Fe(OH)3J + 3Na+ + ЗСГ

4 . Запишем уравнение реакции в окончательном виде: Fe3+ + ЗОН" = Fe(OH)3J

Это сокращенное ионное уравнение реакции. Как видно из этого уравнения, сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe3+ и ОН-, в результате чего образуется осадок Fe(OH)3. 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 реакцйя обратима.

Как и в примере 1, записываем по этапам:

1. KCl + NaNO3 ÷± KNO3 + NaCl

2. K÷ + Cl- + Na+ + N07 ÷± K+ + NOj + Na+ + Cl-

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: KCl, NaNO3, NaCl, KNO3.

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.

§ 5.12. Диссоциация воды. pH

Вода как слабый электролит в незначительной степени диссо­циирует на ионы H+ и ОН-, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами: .

H2O <→ H+ + OH-

Концентрацию ионов обычно выражают в молях ионов в 1 л. Как видно из уравнения диссоциации воды, в ней величины [H+J и [ОН-"] одинаковы. Опытом установлено, что в одном литре воды при комнатной температуре (22 °C) диссоциации подвергается лишь IO 7 моль воды и при этом образуется IO-7 моль/л ионов H+ и 10~7 моль/л ионов ОН-.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид- ионов в воде называется Ионным произведением воды (обозначает­ся А»). При определенной температуре Ks — величина постоян­ная, численно равная при 22 oC IO-14:

Ks = fH+] (ОН-] =■- IO-7 ∙ IO-7 = W-14. (5.4)

Постоянство произведения IH+J [ОН-] 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 H+-, так и ОН~-ионы. Действительно, для чистой воды [H+J ~ [OH~] = IO’7 моль/л. Если в нее добавить кислоту, то [H+J станет больше 1O~7, а [ОН~] меньше IO-7 моль/л. И на­оборот, если к воде добавить щелочи, то [Н+] становится мень­ше IO-7, а [ОН-] — больше 10~7 моль/л.

Из постоянства произведения [H+J [ОН-] следует, что при уве­личении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшается концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию H4 — ионов, если известна концентрация ОН—ионов, и наоборот. Например, если в водном растворе [H+] = 10~3 моль/л, то [OH-J определится так:

[ОН-] = X√[H+J = 10-l4∕10~s = 10-u моль/л.

Таким образом, кислотность и щелочность раствора можно выразить через концентрацию либо ионов H+, либо ионов ОН-. На практике пользуются первым способом. Тогда для нейтраль­ного раствора [H+] = 10“7, для кислого [H+] > 10 ^7 и для щелоч­ного [H+J < IO-7 моль/л.

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водород­ных ионов принято выражать через водородный показатель, обо­значаемый символом pH (читается «пэ-аш»).

Водородным показателем pH называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:

PH =-Ig [H+J (5.5)

Или

[H+J = 10-рн (5,6)

Где [H+J — концентрация ионов водорода, моль/л.

Понятие «водородный показатель» было введено датским хи­миком Сёренсеном в 1909 г.: латинская буква р — начальная бук­ва датского слова potenz — математическая степень, буква H ~ символ водорода.

C помощью pH реакция растворов характеризуется так: нейтральная — pH 7, кислая — pH < 7, щелочная — pH > 7. Ha-

IS7

Глядно зависимость между концентрацией ионов водорода, вели­чиной pH и реакцией раствора можно выразить схемой

R ɪɔ 10β IO-* 10~310^310~410~s IO-eIO-710“* IO"9 IO-wIO-ltKfj2IO 1310“14

[н+] моль/л!—(—I—I—I—I—I—+—1—I—I—I—I—I—I

—— Увеличение кислотности I Увеличение щелочности —■"

0 12 3
реакциг ⅝—....—, >
раствора сильнокислак
4 5 6 7 8 9 10 11 П 13 14

‘—- — v~—γ———— 1—— > «——— ,—— ‘

Слабокислад»Слабощелочная СильнощелочнаК

Нейтральная

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

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

Исключительно велика роль pH 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 pH Почвенного раствора почвы подразделяются на силь­нокислые (pH 3—4), кислые (pH 4—5), слабокислые (pH 5—6), нейтральные (pH 6—7), слабощелочные (pH 7—8), щелочные (pH 8—9) и, наконец, сильнощелочные (pH 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 CaStX * 2НгО.

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

§ 5.13. Протолитическая теория кислот и оснований

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

NaOH + HCl = NaCl + H2O
KOH + HNO3 = KNO3 + H2O

Одно и то же значение теплового эффекта (57,3 кДж/моль) объяс­няется образованием малодиссоциированных молекул воды из H+- и OH—hohob:

H+ + ОН” = H2O

При смешении растворов NaCl и KNO3

Na÷ + Cl" + K+ + NOj = Na+ + NOj + K+ + Cl-

Тепловой эффект не наблюдается. Это объясняется тем, что хи­мического взаимодействия между ионами Na+, Cl-, K+, NOj 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 NHj’ и Ck), 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 основание + H+

Кислота и основание такого процесса называются Сопряжен­ными. Это кислотно-основная пара. Например, ион H3O+ — кис-

Лота, сопряженная основанию H2O1 а хлорид-ион Ci’ — 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:

Кислота| < ¥ основанис| + H+ основание; + H+ ÷± кислота?

И равновесие между ними изображают уравнением

Кислота! + основание;?^ основание) + кислота2

Например, реакцию нейтрализации уксусной кислоты аммиа­ком можно представить так:

CH3COOH 5=t CH3COO — + H+

________________ NH3 + Н+ Nh4+_________

CH3COOH + NH3 ≈ CH3COO — + NH4

Кислота! основание: основаниС| кислота:

Здесь уксусная кислота является кислотой (отдает протоны H+), аммиак — основанием (принимает протоны), ионы CH3COO- играют роль основания (в этом обратимом процессе они могут при­нять протоны и превратиться обратно в уксусную кислоту), а ионы аммония NH∣ играют роль кислоты (могут отдать протоны).

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

HF + HNO3 г — F — — I [H2NO3]+ кислота! основание: основание! кислота:

Таким образом, из кислоты и основания всегда получаются но­вые сопряженные кислота и основание. Протолмтическая 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.

§ 5.14. Решение типовых задач

Массовая доля растворенного вещества

Задача 1. Требуется приготовить раствор массой 320 г С массо­вой долей хлорида калия 3%. Рассчитайте массу KCl И массу воды, которые необходимы для приготовления раствора.

Решение. Определяем массу хлорида калия, которая требуется для приготовления раствора:

т (kci) =,ww (kcl) 100 ’,т (kcl),320-3
100
,г = 9,6 г,,где т — масса раствора; w (kcl) — массовая доля хлорида калия. вычисляем массу воды, которая необходима для приготовле
ния раствора:
т (h2o) = т - т (kcl); т (h2o) = (320 - 9,6) г - 310,4 г.

Задача 2. Нитрат калия массой 10 г Растворили в воде объемом 150 мл. Плотность воды равна 1 г/мл. Рассчитайте массовую долю соли в растворе.

Решение. Массу растворителя (воды) определяем, умножая его объем V(H2O) на плотность р (H2O):

Т (H2O) = F(H2O) — р (H2O); Т (H2O) = 150 • 1 г = 150 г.

Вычисляем массу полученного раствора:

Т = т (H2O) + Т (KNO3); w≈ (150+ 10) г = 160 г.

Рассчитываем массовую долю нитрата калия в растворе:

w (kno3) =,т (kno3) • 100 т : 10- 100
w(kno3) % = 6,25%.
160

Задача 3. В воде массой 100 г При температуре 25 ’С Растворя­ется фосфат калия К3РО4 Массой 106 г. Рассчитайте массу фосфа­та калия, необходимую для приготовления 20 г Раствора K3PO4, На­сыщенного при температуре 25 "С.

Решение. Масса насыщенного при температуре 25* C раство­ра К3РО4, которая содержится в 100 г воды, равна

Т « т (K3PO4) + Т (H2O); Т = (106 + 100) г ≈ 206 г.

Вычисляем массовую долю фосфата калия в насыщенном при температуре 25 BC растворе:

Z,,t,λ4 w(K3PO4) . 106 Л z, f.

W (K3PO4) —————— ; Я" (K3PO4) ≈ —г — ≈ 0,515.

Т 200

Рассчитываем массу фосфата калия, которая необходима для приготовления насыщенного раствора массой 20 г:

Т’ (K3PO4) = Т’ ■ W(K3PO4); M, (K3PO4) = 20 • 0,515 г = 10,3 г.

Задача 4. Кристаллогидрат нитрата железа (HI) Fe(NO3)3 ∙ 9НгО Массой 60,6 г Растворили в воде массой 250 г. Определите массовую долю нитрата железа (III) в полученном растворе.

Решение. Масса полученного раствора составляет: M = т (Fe(NO3)3 — 9FhO) + Т (Н2О); Т = (60,6 + 250) г = 310,6 г.

Определяем количество вещества кристаллогидрата, раство­ренного в воде:

m (fe(no3)3 ■ 9h2o),
Λf (fe(no3)3 • 9нго) ’
п (fe(no3)3 ■ 9h2o) =

60,6 Л,,

П (Fe(NO3)3 ∙ 9H2O) = моль = 0,15 моль.

Из формулы кристаллогидрата следует: П (Fe(NO3)3) = П (Fe(NO3)3 ∙ 9H2O); П (Fe(NO3)3) = 0,15 молк

Находим массу нитрата железа (IH), которая содержится в растворе:
M (Fe(NO3)3) = П (Fe(NO3)3) ∙ Af(Fe(NO3)3);
M (Fe(NO3)3) = 0,15- 242 г = 36,3 г.

Рассчитываем массовую долю нитрата железа (III) в растворе: M (Fe(NO3)3) ~ 36,3

W (Fe(NO3)3) = -ʌ-2———- — ; w (Fe(NO3)3) = ≈ 0,117, или 11,7%.

Т 310,6

Задача 5. В лаборатории имеется раствор с массовой долей ги­дроксида натрия 25%, Плотность которого равна 1,27 г/мл. Рас­считайте его объем, который надо смешать с водой, чтобы получить 500 мл Раствора с массовой долей NaOH 8% (плотность 1,09 г/мл).

Решение. При решении задачи будем обозначать величины, от­носящиеся к исходному раствору, индексом «I» (например, mi — масса исходного раствора); величины, относящиеся к раствору, который надо приготовить, — индексом «2» (m2 — масса раство­ра, который надо приготовить); величины, одинаковые для обоих растворов, индекса иметь не будут.

Рассчитываем массу раствора NaOH, который требуется при­готовить;

M2 = Из ’ рг; m2 = 500 • 1,09 г = 545 г.

Определяем массу NaOHj которая будет содержаться в растворе (такая же масса гидроксида натрия должна содержаться и в ис­ходном растворе, который будет разбавлен водой):

т (naoh) =m2 ∙ w2 (naoh)
ioo
545-8

/n (NaOH) = -jθθ-=43,6 г.

Вычисляем массу раствора с Wi(NaOH) = 25%, в котором со­держится гидроксид натрия массой 43,6 г:

m (naqh) ∙ ioq
wt (naoh)
43,6 • 100
25
,г = 174,4 г.
mi

Рассчитываем объем исходного раствора NaOH, который надо разбавить водой:

R. «1 т, 174,4 ,

У = -—• у ~———— 1—мл ≈ 137,3 мл.

Pi ’ 1,27

Задача 6. К раствору хлорида натрия (объем 120 мл, Массовая доля NaCl 16%, Плотность 1,12 г/мл) Прилили воду объемом 80 мл (плотность воды ɪ г/мл). Рассчитайте массовую долю хлорида на­трия в полученном растворе.

Решение. Вычисляем массу исходного раствора Mi и массу до­бавленной воды Т (H2O):

Mi = K1p1; mɪ = 120 • 1,12 г = 134,4 г;
Т (H2O) = K(H2O) ■ р (H2O); Т (H2O) = 80 -1 г = 80 г.

Рассчитываем массу полученного раствора:

Тг = mi + m(H20); M2 (ɪ 34,4 + 80) г = 214,4 г.

Определяем массу хлорида натрия, которая содержалась в ис­ходном растворе:

134,4 * 16
100

mi ∙ wi (nacl)
100
т (nacl) = r≈=21,5,г.
т (nacl) =

Масса NaCl в растворе после добавления воды также будет рав­на 21,5 г.

Находим массовую долю хлорида натрия в полученном ра­створе:

Lk, W(NaCl) 21,5

W2(NaCl)= ————— ; W2(NaCI) = ≈ 0,10, или 10%.

M2 214,4

Задача 7. Сероводород объемом 14 мл Растворили в воде массой 500 г (нормальные условия), Вычислите массовую долю сероводорода в растворе.

Решение, Определяем количество вещества сероводорода, рас­творенного в воде:

П (H2S) = ; п (H2S) = ~γ- моль = 0,000625 моль.

Km 22,4

Масса растворенного сероводорода равна Т (H2S) = П (H2S) ∙ Af(H2S); Т (H2S) = 0,000625 ■ 34 г = 0,02125 г.

Находим массу раствора:

Т = т (H3O) + Т (H3S); Т = (500 + 0,02125) г « 500,02 г.

Рассчитываем массовую долю сероводорода в полученном рас творе:

w(h2s) =,т (h2s) • 100
т
0,02125 • 100
500,02
w(h2s) = 0,00425%.

Задача 8. В стакан налили 200 мл Воды (плотность 1 г/мл). Определите объем раствора сульфата натрия (массовая доля 12%, Плотность 1,11 г/мл), Который надо долить в стакан, чтобы полу­чить раствор с массовой долей Na2SO4 2%.

Решение. Введем обозначения: zziɪ — масса исходного раство­ра сульфата натрия, в котором wɪ (Na2SCM) = 12%. Масса Na2SCM, содержащаяся в этом растворе, составляет

wi ■ wɪ (na2scm)
100
г = 0,12 mi.
т (na2scm) “ т (na2scm) -

Находим массу воды в стакане:

Т (H2O) = P(H2O) — р (H2O); Т (H2O) = 200 • 1 г = 200 г.

Вычисляем массу раствора zn2 после добавления в воду исход­ного раствора сульфата натрия:

Zκ2 = Mi + Т (H2O); zκ2 = (mɪ + 200) г.

Таким образом, в растворе, имеющем массу zκ2 = (κiι + 200) г, содержится Na2SOiMaccoii 0,12 znɪ.

Массовая доля Na2SO4 в этом растворе равна

w2(na2so4) =Т (Na2SO4) • 100 „ 0t12ml • 100

—————————— ИЛИ 2 = ———- :——- -•

Kt2 ZKj + 200

Решая полученное уравнение, находим, что mɪ — 40 г. Объем раствора, который надо добавить в стакан с водой, составляет

TZ mι TZ 40 -,r

Ki-—; И= —•——мл’= 36 мл.

Pi 1,11

Молярная концентрация

Задача 1. Определите молярную концентрацию раствора, получен­ную при растворении сульфата натрия массой 21,3 г В воде массой 150 г, Если плотность полученного раствора равна 1,12 г/мл.

Решение. Определяем массу полученного раствора: M = т (Na2SO4) + Т (H2O); Т = (21,3 + 150) г = 171,3 г.

Вычисляем объем раствора:

V=~ J У= “-у" мл ≈ 153 мл = 0,153 л.

Количество вещества растворенного сульфата натрия равно

Я (NajSO4) -⅛~; я (Na2SO4) = ⅛i моль — 0,15 моль.

JZ(Na2SO4) 142

Молярная концентрация раствора С (В) — это отношение ко­личества растворенного вещества В к объему раствора:

Рассчитываем молярную концентрацию раствора сульфата натрия:

С (Na2SO4) = . c (Na2SO4) = θθɪʒ^ моль/л* 0,98 моль/л.

Задача 2. В лаборатории имеется раствор с массовой долей сер­ной кислоты 5,5% (плотность 1,035 г/мл). Определите объем этого раствора, который потребуется для приготовления раствора 0,25 M H2SO4 Объемом 300 мл.

Решение. Рассчитываем количество вещества серной кислоты (100%-ной), которое потребуется для приготовления раствора 0,25 M H2SO4 объемом 0,3 л:

Я (H2SO4) = С (H2SO4) • К; я (H2SO4) = 0,25 • 0,3 моль = 0,075 моль.

Масса H2SO4 составляет

Т (H2SO4) = я (H2SQt) ■ J∕(H2SO4); Т (H2SO4) = 0,075 • 98 г = 7,35 г.

Вычисляем массу раствора с массовой долей серной кислоты 5,5%, в котором содержится H2SO4 массой 7,35 г:

M (H2SO4) -100 φ

W(H2SO4) ’

7,35 - 100
5,5
г =133,6 г.

т
р”:
v= мл ≈ 129,1 мл, 1,035

Определяем объем требуемого раствора:

Расчеты во уравнениям реакций, протекающих
в растворах

Задача 1. Какая масса раствора с массовой долей гидроксида на­трия 4% Потребуется для полной нейтрализации соляной кислоты массой 30 г с Массовой долей HCl 5%?

Решение. Составляем уравнение реакции, протекающей в растворе:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Определяем массу и количество вещества хлороводорода, со­держащегося в растворе соляной кислоты:

л (hcl) =m (hcl) jtf(hcl) ’Т (HCl) = znw(HCl); Т (HCI) = 30- 0,05 г =1,5 г;

П (HCl)= “т-моль = 0,0411 моль. 36,6

Из уравнения реакции следует:

П (NaOH) = П (HCl); П (NaOH) = 0,0411 моль.

0,0411 моль — количество вещества гидроксида натрия, которое потребуется для реакции.

Вычисляем массу требуемого гидроксида натрия: Т (NaOH) = П (NaOH) ■ Jtf(NaOH);

Т (NaOH) = 0,0411 ■ 40 г = 1,644 г.

Определяем необходимую массу Rrf раствора гидроксида натрия с w (NaOH) = 0,04 (4%):

41,1 г.M(NaOH) 1,644

W(NaOH) ’ nf 0,04 Г

Задача 2. Какой минимальный объем оксида углерода (IV) Необ­ходимо пропустить при нормальных условиях через раствор массой
80 г с Массовой долей гидроксида бария 5% Для получения гидрокар­боната бария?

Решение. Записываем уравнение реакции между гидроксидом бария и избытком оксида углерода (IV):

Ba(OH)2 + 2CO2 — Ba(HCOj)2

Определяем массу гидроксида бария, содержащегося в рас­творе:

Т (Ba(OH)2) = mw (Ba(OH)2); Т (Ba(OH)2) = 80 ■ 0,05 г = 4 г.

Количество вещества гидроксида бария составляет:

л (ba(oh)2)=∙

jh(ba(oh)2) ’

Т (Ba(OH)2)

П (Ba(OH)2) = γyγ моль = 0,0234 моль. Из уравнения реакции следует:

У; »(СОД=2«WOHW;

И (CO2) = 2 • 0,0234 моль = 0,00468 Моль. Определяем объем газа при нормальных условиях:

K(CO2) = П (CO2)’ Km; K(CO2) = 0,0468 * 22,4 л = 1,05 л.

Задача 3. Определите массовую долю соли, полученной при сме­шении раствора объемом 40 мл с Массовой долей азотной кислоты 0,2 И плотностью 1,12 г/мл с Раствором объемом 36 мл С массовой долей гидроксида натрия 0,15 и Плотностью 1,17 г/мл.

Решение. Введем обозначения: Mi — масса; К — объем; pɪ — плотность раствора азотной кислоты; m2 — масса, K2 — объем, р2 — плотность раствора гидроксида натрия; /из — масса полученного раствора. Записываем уравнение реакции:

HNO2 + NaOH = NaNO3 + H2O

Определяем массу и количество вещества HNO3 в растворе:

Mi = Kipi; mɪ = 40 • 1,12 г = 44,8 г;
Т (HNO3) = HJiw(HNO3); Т (HNO3) = 44,8 • 0,2 г = 8,96 г;
и (HNO3) = —; «(HNO3) = ~~ моль = 0,142 моль.

Аналогично находим массу и количество вещества гидроксида натрия в растворе:

M2 ~ F2p2; M2 = 36’1,17 г = 42,1 г;
Т (NaOH) = wɪw (NaOH); Т (NaOH) = 42,1 • 0,15 г = 6,32 г;
П (NaOH) = m —θɪʊ ■ п (NaOH) — ^^-моль = 0,158 моль.

^(Na0H), fυ<>vπ; 4θ

Из уравнения реакции следует, что с азотной кислотой коли­чеством вещества 0,142 моль будет реагировать гидроксид натрия количеством вещества 0,142 моль, следовательно, NaOH взят в из­бытке.

На основании уравнения реакции записываем:

П (NaNO3) = П (HNO3); П (NaNO3) = 0,142 моль.

Определяем массу образующейся соли:

M (NaNO3) = П (NaNO3) ∙ M(NaNO3);

M (NaNO3) = 0,142 — 85 г = 12,1 г.

Масса полученного раствора составляет:

M3 = mi + Тг, тз = (44,8 + 42,1) г = 86,9 г.

Определяем массовую долю соли в полученном растворе:

W(NaNO3) = mɑ- ; w(NaNO3) = = 0,139, или 13,9%.

Ffj3 Оо,9

Реакции обмена в растворах электролитов

Задача 1. Реакция протекает по уравнению 3Ba2++ 2P0]~ = Ba3(PO4)2 ]

Напишите два разных уравнения в молекулярной форме, соответ — ствующих этой реакции.

Решение. К ионам в левой части исходного уравнения допи­шем ионы с противоположным значением заряда с таким коэф­фициентом, чтобы можно было составить формулы веществ. При этом учитываем, что исходные вещества должны быть достаточ­но хорошо растворимы в воде. Затем те же ионы с теми же коэф­фициентами пишем в правой части уравнения:

3Ba2+ + 2POt4- = Ba3(PO4)2]

6С1- + 6H+ = 6С1- + 6Н+

Объединяя ионы обоих равенств в молекулы, получим урав­нение реакции в молекулярной форме:

3BaCl2+2H3PO4 = Ba3(PO4)2∣ + 6НС1

Аналогично подбираем и другие подходящие ионы:

3Ba2÷ + 2Pθi" = Ba3(PO4)2I
6NO3 + 6Na+ = 6NO3 + 6Na+

Получаем второе уравнение в молекулярной форме:

3Ba(NO3)2 + 2Na3PO4 = Ba3(PO4)2I + 6NaNO3

Задача 2. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций между хлоридом алюминия и нитратом серебра. Приведи­те пример другой реакции, сущность которой выражается тем же ионным уравнением, что и первой.

Решение. Составляем уравнение реакции в молекулярной форме:

AtCI3 + 3AgNO3 = 3AgCi∣ + Ai(NO3)3

Изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде ионов, получим ионное уравнение реакции:

AP1 + ЗС1- + 3Ag+ + 3NOJ = 3AgCl∣ + A13+ + 3N0j

Исключаем из обеих частей равенства одинаковые ионы, т. е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты). Записыва­ем сокращенное ионное уравнение реакции:

3Ag++ 3Cl-= 3AgCt∣ или Ag÷+ Cl-=AgClI

C точки зрения теории электролитической диссоциации сущ­ность реакции, отображаемая сокращенным ионным уравнением, сводится к взаимодействию ионов серебра с хлорцц-ионами. Ос­тальные ионы участия в реакции не принимают.

Пример другой реакции, выражаемой тем же уравнением в со­кращенной ионной форме:

Ag+ + Ci- = AgClj
NC∏ + H+ = NO3 + H+

Уравнение в молекулярной форме:

AgNO3 + HCl = AgCl∣ + HNO3

Водородный показатель

Задача 1. Принимая, что серная кислота диссоциирует пол­ностью, определите pH Ее 0,012 M Раствора.

Решение. Запишем уравнение полной диссоциации серной кислоты на ионы:

H2SO4 2H+ + SQ;-

Как видим, из 1 моль кислоты образуется 2 моль H+. Соответ­ственно из 0,012 моль кислоты образуется 0,024 моль H+. Кон­центрация ионов водорода в растворе будет равна 0,024 моль/л. Отсюда

PH = — lg[H+]; pH =-Ig 0,024 = 1,62.

Задача 2. Определите Pi 0,005 M Раствора гидроксида натрия.

Решение. В растворе сильный электролит — гидроксид на­трия — полностью диссоциирует на ионы:

NaOH ÷± Na+ + OH-

Из 1 моль NaOH образуется 1 моль ОН-, а из 0,005 моль NaOH — 0,005 моль ОН-. Следовательно, концентрация ионов OH — равна 0,005 моль/л.

Зная величину ионного произведения воды [Н+] [ОН-] = IO-14, находим концентрацию ионов водорода:

Lθ-ɪ4 10-14

[Н+] =———- — г jj+ι = ———- моль/л = 2 ` IO-12 моль/л.

L j [ОН-] ’ l j 0,005

Получаем

PH = — lg[H+]; pH = —lg(2 • 10~’2) = 11,7.

Задача 3. Водородный показатель раствора соляной кислоты ра­вен 2,1. Определите концентрацию соляной кислоты в растворе.

Решение. Обозначим концентрацию ионов водорода в раство­ре Х. Тогда — Ig х = 2,1 или Ig Х = -2,1. Преобразуем логарифм та­ким образом, чтобы его характеристика была отрицательной, а ман­тисса — положительной (отнимаем 1 и прибавляем 1): pH = —2,1 = = (-2 — 1) + (-0,1 + 1) = -3 + 0,9; -3 = Ig 10~3, а 0,9 = Ig 8. Отсюда: Ig х = Ig 8 + Ig IO-3 = Ig (8 ∙ IO-3) и х = 8 ■ IO-3, т. е.

[H+] = 8 ` IO-3 = = 0,008 моль/л.

В растворе сильная соляная кислота полностью диссоциирует на ионы:

HCl τ± H+ + Cl-

I моль ионов H+ образуется из 1 моль HCl, а 0,008 моль ионов H+ образуется из 0,008 моль HCI. Следовательно, концентрация со­ляной кислоты в растворе равна 0,008 моль/л.

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *