Химия. no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ
 Скачать 0.51 Mb.
|
|
Тема 8. Растворы. Способы выражения концентрации растворов. Химические равновесия в растворах Переходим к следующему разделу курса химии. В этой лекции познакомимся с растворами и диспе́рсными системами, способами выражения концентрации и химическими равновесиями в растворах. Растворы – это гомогенные системы переменного состава, содержащие два и более вещества. Из составных частей раствора одно вещество считается растворителем, остальные – растворенными в нем веществами. Растворитель – это вещество, в среде которого равномерно распределяются растворенные вещества. Растворитель является основно́й составной частью раствора и обычно присутствует в нем в бо́льшем количестве. Растворитель может образовывать растворы различных растворенных веществ, например, растворы разных солей в одном и том же растворителе – воде. Рисунок 8.1. Одно и то же растворенное вещество может давать растворы в различных растворителях, например, растворы бромида натрия в воде и в этаноле как растворителях. По агрегатному состоянию различают газовые, жидкие и твердые растворы. Как известно, газы всегда самопроизвольно смешиваются и образуют гомогенные системы. Примером газового раствора служит воздух. Образование однородных твердых фаз переменного состава возможно, если растворенное вещество заменяет в кристаллической структуре растворителя атом на атом, ион на ион или молекулу на молекулу, при этом получается твердый раствор замещения. Если атомы или молекулы растворенного вещества располагаются в междоузлиях кристаллической решетки растворителя, то образуется твердый раствор внедрения. К твердым растворам относятся многие металлические сплавы, например, сплав серебра и золота. Изучением твердых растворов занимается кристаллохимия. Слайд 153 отличие от гомогенных смесей – растворов, гетерогенные системы к растворам не относятся, а представляют собой диспе́рсные системы. Все диспе́рсные системы состоят из сплошной фазы, называемой дисперсио́нной средой, и прерывистой фазы, или частиц, называемой диспе́рсной фазой. В зависимости от размера частиц диспе́рсные системы подразделяются на две группы: – взвеси – частицы имеют размер от 100 нм ; – коллоидные системы – частицы имеют размер от 1 до 100 нм . Дисперсные системы также классифицируют по агрегатным состояниям диспе́рсной фазы и дисперсио́нной среды, что показано в таблице 8.1 на слайде. По степени диспе́рсности, или размерам частиц диспе́рсной фазы, различают монодиспе́рсные и полидиспе́рсные системы. В монодиспе́рсных системах размер частиц диспе́рсной фазы одинаковый, а в полидиспе́рсных системах находятся частицы разных размеров. Как правило, окружающие нас реальные системы полидиспе́рсны. Слайд 154 Остановимся на подробном рассмотрении истинных растворов и их свойствах. В широком смысле под растворами понимаются гомогенные смеси в любом агрегатном состоянии. В химической практике наиболее важны жидкие гомогенные смеси, приготовленные на основе жидкого растворителя. Именно жидкие смеси в химии обычно называют просто растворами. В качестве же диспе́рсной фазы для получения жидких растворов могут быть использованы вещества, находящиеся в любом состоянии: твердом, жидком, газообразном. Важно то, что после смешивания жидкого растворителя и растворенного вещества в любом агрегатном состоянии образующаяся гомогенная смесь или раствор остаются в жидком агрегатном состоянии. Наиболее распространенным и широко применяемым в химической практике растворителем является вода. Кроме нее, но в значительно меньших масштабах, в неорганической химии используются аммиак и жидкий диоксид серы. В органической химии в качестве растворителей применяются этанол, ацетон, те́трахлори́д углерода, трихло́рэтиле́н, сероуглерод, бензол. Рисунок 8.2 на слайде. Растворы имеют чрезвычайно большое практическое значение. В лабораторных и в промышленных условиях большинство химических реакций проводят в растворах. Кроме того, именно в растворах протекают химические реакции, лежащие в основе обмена веществ в живых организмах. Слайд 155 Состав раствора может быть количественно задан несколькими способами. Часто вместо выражения «состав раствора» используют термин «концентрация раствора». Концентрацией не раствора, а растворенного вещества называют отношение количества растворенного вещества или его массы к объему раствора. Концентрацию обычно выражают в моль/л или г/л . Концентрация – это отношение неоднотипных величин. Те величины, которые являются отношением однотипных величин, например, отношение массы растворенного вещества к массе раствора, и формально не имеют своей единицы, называются долями. Таким образом, состав раствора может быть передан как концентрацией, так и долей растворенного вещества. Рассмотрим некоторые из способов выражения концентрации раствора. Массовая доля растворенного вещества ω является отношением массы растворенного вещества к массе раствора. Формула 8.1. Если массовую долю умножить на 100 %, то получают процентную концентрацию, измеряемую % . Формула 8.2. Процентная концентрация показывает, какая масса растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора. Единицы измерения масс растворенного вещества и раствора должны быть одинаковыми, чаще всего это граммы. Отношение объема растворенного вещества к объему раствора представляет собой объемную долю растворенного вещества υ , которую можно перевести в объемные проценты. Формулы 8.3 и 8.4. Единицы измерения объемов растворенного вещества и раствора должны быть одинаковыми, чаще всего это литры. Слайд 156 Состав раствора может быть передан также с помощью его молярности и нормальности, весьма распространенных в практике неорганической и аналитической химии. Молярность раствора представляет собой величину, численно равную молярной концентрации растворенного вещества, выраженной в моль/л . Молярная концентрация См – это отношение числа молей растворенного вещества к объему раствора. Формула 8.5. Единица молярной концентрации – моль/л . Молярность раствора записывается числовым значением молярной концентрации растворенного вещества, выраженной в моль/л , с последующей буквой М или словом «молярный». Из определения моля следует, что в 1 л 1 М раствора содержится число формульных единиц вещества, равное числу Авогадро, то есть 6,023 · 1023 молекул. Для приготовления 1 л раствора с заданной молярной концентрацией в мерную колбу вместимостью 1 литр вносят рассчитанную по формуле 8.5 массу вещества. Затем наполняют колбу примерно до половины водой, тщательно перемешивают до полного растворения вещества и доводят объем раствора водой до 1 литра. Если в химической реакции, протекающей в растворе, химические эквиваленты реагентов оказываются равными, то для проведения реакции можно взять равные объемы растворов этих реагентов с одинаковой молярностью. Например: для проведения реакции 8.6 между соляной кислотой и гидроксидом натрия необходимо и достаточно взять 25 мл децимолярного раствора соляной кислоты и смешать с 25 мл децимолярного раствора гидроксида натрия. Слайд 157 Использование определенных объемов растворов вместо масс реагентов лежит в основе метода аналитической химии, называемого объемным анализом. Для возможности сравнения объемов растворов реагентов, имеющих разные химические эквиваленты, вместо молярности используется другой способ выражения состава раствора, называемый нормальностью. Нормальность раствора является величиной, численно равной эквивале́нтной концентрации растворенного вещества, выраженной в моль/л . Эквивале́нтная концентрация Сн – это отношение эквивале́нтного количества растворенного вещества к объему раствора. Формула 8.7. Единица эквивале́нтной концентрации – моль/л . Часто эквивале́нтную концентрацию называют нормальной концентрацией. Нормальность раствора указывают числовым значением эквивале́нтной концентрации растворенного вещества в моль/л с последующей буквой н. или словом «нормальный». Эквивале́нтную концентрацию растворенного вещества Сн можно представить как отношение молярной концентрации См к фактору эквивале́нтности f этого вещества в данной конкретной реакции. Формула 8.8. Следует еще раз подчеркнуть, что молярность раствора данного вещества определяется методикой приготовления раствора и не зависит от реакции, в которой это вещество будет участвовать. Наоборот, нормальность раствора зависит от реакции, так как одно и то же вещество в различных реакциях может иметь разные значения фактора эквивалентности. Нельзя приготовить раствор вещества заданной нормальности, не зная, в какой реакции это вещество будет участвовать, ибо это не даст возможности рассчитать требуемое количество эквивалентов вещества. Для объемного анализа важным является следующее положение: равные объемы растворов одинаковой нормальности содержат равные эквивалентные количества растворенных веществ. Формула 8.9 на слайде. Слайд 158 Ещё одним из способов выражения концентрации растворов является моля́льность раствора. Моля́льность раствора представляет собой величину, численно равную моля́льной концентрации растворенного вещества, выраженной в моль/кг . Моля́льная концентрация Сm – это отношение количества молей растворенного вещества к массе растворителя. Формула 8.10. Единица измерения моля́льной концентрации – моль/кг . Моля́льность раствора указывают числовым значением моля́льной концентрации растворенного вещества в моль/кг с последующей буквой m или словом «моля́льный». Следует обратить особое внимание, что, несмотря на сходство названий, молярность и моля́льность – величины различные. Прежде всего, в отличие от молярной концентрации, при выражении моля́льной концентрации расчёт ведут на массу растворителя, а не на объём раствора. Моля́льность, в отличие от молярной концентрации, не зависит от температуры. Слайд 159 При выражении количественного состава раствора через мольную долю находят отношение числа молей компонента раствора к общему количеству молей всех компонентов раствора. Количество вещества каждого компонента раствора определяют как отношение массы соответствующего компонента к его молярной массе. Мольную долю можно определить как для растворенного вещества, так и для растворителя. Формулы 8.11 и 8.12. Выражают данную концентрацию в долях единицы. Сумма мольных долей всех компонентов раствора равна единице. Формула 8.13. Иногда мольную долю называют молярной долей. И наконец, ещё один вид концентрации раствора – это титр раствора Т . Под ти́тром раствора понимают массу растворенного вещества, содержащуюся в 1 мл раствора. Формула 8.14. Наибольшее применение выражение концентрации раствора через его титр нашло в области аналитической химии при проведении количественного анализа. Зная титр раствора, легко определить, какая масса растворенного вещества содержится в том или ином объеме раствора. Слайд 160 Растворение вещества в растворителе сопровождается его сольвата́цией. Сольвата́ция – это электростатическое взаимодействие между молекулами и ионами растворенного вещества и молекулами растворителя. Данное понятие введено одновременно и независимо друг от друга русскими физикохимиками Иваном Алексеевичем Каблуко́вым и Владимиром Александровичем Кистяко́вским в 1889 – 1891 годах. Их работы положили начало сближению физической и химической теорий растворов. результате межмолекулярных ориентационных, индукционных, дисперсионных и ион-молекулярных взаимодействий в растворе возникают соединения – сольва́ты. Они представляют собой частицы растворенного вещества, окруженные определенным или переменным числом молекул растворителя, которая называется сольва́тной оболочкой. Сольваты тем легче образуются и тем более устойчивы, чем более полярны частицы растворенного вещества и растворителя. Так, сольватация очень сильно проявляется в водных растворах, в этом случае ее называют гидратацией. Сольватация складывается из нескольких последовательно протекающих процессов. Сначала вещество при попадании в растворитель подвергается молекулярной диссоциации, то есть происходит разрушение межмолекулярных связей вещества и его молекулы отделяются друг от друга. Затем каждую молекулу вещества в растворе окружают несколько молекул растворителя, что приводит к образованию сольватов. Сольваты – это продукты химического взаимодействия между молекулами растворяемого вещества и растворителя. Слайд 161 На рисунке 8.4, стадия А соответствует процессу получения сольватов, что также отражает уравнение 8.15. Молекулы растворенного вещества обозначены общей формулой АВ , молекулы растворителя – S , а количество молекул растворителя, участвующее в образовании сольватированной молекулы, представлено суммой n + m . Особенностью сольватов, как химических соединений, является то, что коэффициенты n и m меняются при изменении концентрации и температуры раствора. Если процесс сольватации завершается на стадии образования сольватов, то растворенное вещество представляет собой неэлектролит. Неэлектролиты – это вещества с ковалентной неполярной связью, в растворах и расплавах существуют в виде молекул. К ним относится большинство органических веществ: углеводороды, эфиры, сахара́, бензол и его производные, а из неорганических веществ – это расплав серы, раствор кислорода в воде. При растворении ряда веществ сольватация не ограничивается образованием сольватов. Молекулы полярного вещества подвергаются ионизации под влиянием полярных молекул растворителя. Полярность вещества определяется наличием ковалентной полярной или ионной связи. Рисунок 8.4, стадия Б. В результате сил электростатического воздействия дипо́лей растворителя на ионизированную молекулу вещества происходит её распад на ионы, то есть электролитическая диссоциация. Электролитическая диссоциация показана на рисунке 8.4, стадия В и уравнением 8. 16. Вещества, образующие ионы, являются электролитами. Электролиты – это вещества с ковалентной полярной или ионной связью, в растворах и расплавах существуют в виде ионов и молекул, не распавшихся на ионы. Электролитами являются кислоты, соли, гидроксиды. При упрощенной записи уравнения электролитической диссоциации молекулы растворителя не учитывают. Пример диссоциации сульфата трехвалентного железа показан в уравнении 8.17. Слайд 162 Вещества определенным образом растворяются в различных растворителях. Как правило, полярные вещества хорошо растворяются в полярных растворителях, а неполярные вещества – в неполярных. Процесс растворения представляет собой совокупность физических и химических явлений. При растворении веществ можно выделить три основных стадии. Во-первых, разрушение межмолекулярных и химических связей в растворяющихся газах, жидкостях или твердых веществах. Эта стадия растворения протекает с энергетическими затратами и увеличением энтальпи́и Н1 . Во-вторых, при растворении происходит химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом с образованием сольватов. На этой стадии наблюдается выделение энергии и уменьшение энтальпи́и Н2 . Третьей стадией процесса растворения является самопроизвольное перемешивание раствора или равномерное распределение сольватов в растворителе, связанное с диффузией. Эта стадия требует энергозатрат и энтальпи́я Н3 увеличивается. Энтальпи́я процесса растворения по закону Ге́сса складывается из суммы энтальпи́й всех стадий процесса растворения. Выражение 8.18. Процесс растворения может быть как эндотермическим, так и экзотермическим, что определяется, преимущественно, природой и агрегатным состоянием растворяемого вещества. Слайд 163 При растворении газов энергия, затрачиваемая на разрыв межмолекулярных связей невелика, и энтальпи́ю процесса растворения определяет энтальпи́я второй стадии – образования сольватов. Исходя из этого, процесс растворения газов является экзотермическим. Растворение твердых веществ требует значительных энергозатрат на разрушение кристаллической решётки, поэтому энтальпи́ю процесса растворения определяет энтальпи́я первой стадии. Таким образом, растворение твердых веществ – это эндотермический процесс. Растворение веществ в растворителе происходит самопроизвольно и сопровождается уменьшением энергии Ги́ббса до насыщения раствора. Растворение газообразных веществ, помимо уменьшения энтальпи́и, сопровождается уменьшением энтропи́и, так как газ из менее упорядоченного состояния с больши́м объемом переходит в более упорядоченное состояние с меньшим объемом. Следовательно, самопроизвольному растворению газов способствуют низкие температуры. При растворении твердых веществ оно из более упорядоченного состояния – кристаллической решетки – переходит в менее упорядоченное состояние – раствор. Энтропи́я при этом увеличивается. А поскольку и энтальпи́я в данном случае возрастает, то самопроизвольному растворению твердых веществ будут благоприятствовать высокие температуры. Относительно влияния температуры на растворимость жидких веществ однозначного ответа дать невозможно. Каждый раствор рассматривают индивидуально. Слайд 164 Некоторые жидкости способны неограниченно смешиваться друг с другом, например, этанол и вода. Другие жидкости растворяются в определенных соотношениях. При растворении твердых веществ и газов в жидкостях для каждой пары «растворенное вещество – растворитель» существует граница смешивания, которая характеризует растворимость вещества. Растворимость вещества в растворителе количественно определяется составом образуемого ими насыщенного раствора. Насыщенным раствором называется такой раствор, при добавлении в который порции растворяемого вещества оно уже больше не переходит в раствор. Таким образом, насыщенный раствор находится в контакте с избытком растворяемого вещества в виде второй фазы, представляющей осадок. При этом наступает химическое равновесие между процессами растворения вещества и выделения его в исходном виде. Каждое вещество обладает индивидуальной растворимостью в каждом растворителе. Растворимость вещества зависит от температуры. На растворимость газов сильное влияние оказывает давление: при повышении давления растворимость газов возрастает. По растворимости вещества делятся на растворимые – с растворимостью вещества 1 и более грамм на 100 граммов растворителя, и малорастворимые, если растворимость составляет менее 1 г вещества на 100 граммов растворителя. Иногда выделяют нерастворимые соединения с растворимостью менее 0,1 г вещества на 100 граммов растворителя. Однако абсолютно нерастворимых веществ не существует. Слайд 165 Если содержание растворенного вещества в растворе меньше растворимости этого вещества, то такой раствор является ненасыщенным, и нем может раствориться еще некоторое количество того же вещества. Если количество растворяемого вещества больше, чем его растворимость, то избыточная часть растворяемого вещества остается в виде второй фазы, например, для твердого вещества в виде осадка под насыщенным раствором. Возможно и такое состояние раствора, когда образование второй фазы сразу не происходит, и растворенное вещество остается в растворе, хотя растворимость этого вещества превышена. Такие растворы называются перенасыщенными; они в большей или меньшей степени неустойчивы – метастабильны. При введении, например, «затравки» – кристаллика твердого растворяемого вещества, – избыточное по сравнению с насыщенным раствором количество этого вещества выпадает в осадок и образуется насыщенный раствор. На этом рассмотрение вопросов о растворах и дисперсных системах, способах выражения концентрации растворов и химического равновесия в растворах закончено. В целях закрепления пройденного материала предлагаем ответить на вопросы для самоконтроля. Слайд 166 |