Срс 3. Растворы. Коллоидно-дисперсные системы. Металлы

СРС 3. РАСТВОРЫ. КОЛЛОИДНО-ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. МЕТАЛЛЫ

1. Растворы. Свойства разбавленных растворов неэлектролитов

Содержание темы:

1. Общая характеристика растворов.

Растворы - ионно-молекулярные дисперсные системы. Процесс растворения, теплота растворения. Растворимость. Равновесие в насыщенном растворе веще­ства и условия его смещения. Способы выражения концентрации растворов. Пересыщенный раствор, кристаллизация вещества из пересыщенного раствора.

2.Свойства растворов неэлектролитов.

Давление пара растворов, 1-й закон Рауля. Температуры замерзания и кипения растворов. 2-й закон Рауля.

Необходимые умения: готовить растворы определенного содержания вещества в растворе; определять по плотности массовую долю растворенного вещества; решать расчетные задачи на способы выражения количественного состава рас­твора; уметь делать пересчеты концентраций от одних способов на другие. Решать расчетные задачи с использованием законов Рауля.

 

П р и м е р 1. Вычислите: а) массовую долю растворенного вещества (ω, %);

б) молярную концентрацию эквивалента (с(1/z)); в) молярность (с_М); г) моляльность (с_m); д) титр (Т) раствора H₃PO₄, полученного при растворении 18 г H₃PO₄ в 282 см³ воды, если относительная плотность полученного раствора составляет 1,031 г/см³.

Решение: Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в

определенной массе или в определенном объеме раствора или растворителя:

а) массовая доля растворенного вещества (ω) показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора. Так как массу 282 см³  воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18 + 282 = 300 г. Из формулы:

ω = m _{p.в. /} m _p-pа ^. 100% = (18/300) •100 = 6 %;

б) молярная концентрация, или молярность (с_м), показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 дм³ раствора.

Масса 1 л раствора 1031 г. Масса кислоты в 1 л раствора составит:

х = 1031•18/300 = 61,86 г.

 Молярность раствора получим делением массы H₃PO₄ в 1 л раствора на мольную массу H₃PO₄ (97,99 г/моль): 

с_М = 61,86/97,99 = 0,63 моль/л; 

в) молярная концентрация эквивалента, или нормальность (с(1/z)), показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

Так как Мэ(H₃PO₄) = М(H₃PO₄)/3 = 97,99/3 = 32,66 г/моль, то 

с(1/z(H₃PO₄))= 61,86/32,66 = 1,89 моль/л;

 г) моляльная концентрация, или моляльность (с_m) показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

с_m = m _р.в. ^. 1000 / М _р.в. ^. m _р-ля = 18 ^. 1000 / 98 ^. 282 = 0,65 моль/кг;

д) титром раствора (Т) называется число граммов растворенного вещества содержащихся в 1 см³ раствора. Так как в 1 дм³ раствора содержится 61,86 г кислоты, то Т = 61,86/1000 = 0,06186 г/см³

  П р и м е р 2. Из раствора сахара с массовой долей 15 % выпарили воду массой 60 г, в результате образовался раствор сахара с массовой долей 18 %. Определите массу исходного раствора сахара.

Решение: Пусть масса исходного раствора - х г, тогда из условия задачи следует, что масса сахара в исходном растворе составит 0,15х г. После выпаривания масса раствора составит (х - 60) г, а масса сахара в этом растворе - 0,18(х - 60) г. Отсюда: 0,15х = 0,18(х - 60);  х = 360 г.

П р и м е р 3. Определите массу раствора NaOH с массовой долей 40 %, которую необходимо добавить к воде массой 600 г для получения раствора NaOH с массовой долей 10 %.

Решение: Применяем правило "Креста". Массовые доли (%) растворенных веществ в исходных растворах помещают друг под другом в углах квадрата с левой стороны. Массовая доля растворенного вещества в заданном растворе помещается в центре квадрата, а разности между ней и массовыми долями в исходных растворах - на концах диагоналей по правым углам квадрата. Получим:         

                   40    10

Таким образом, на 10 массовых единиц раствора            NaOH (ω = 40 %) надо взять 30 массовых единиц воды,   10

то есть смешать их в массовом соотношении 1: 3         или на 600 г воды следует взять 200 г раствора           0   30

NaOH.

П р и м е р 4. Определите массовую долю раствора нитрата серебра, полученного смешением растворов нитрата серебра массами 150 г и 250 г с массовыми долями 20 % и 40 % соответственно. 

Решение: Используя правило смешения получим:

 

ω₁m₁ + ω₂m₂ = ω₃m₃,                                     (5.1.3)

 

или                    20•150 + 40•250 = (150 + 250)ω₃;   ω₃ = 32,5 %.

П р и м е р 5. Определите массу Na₂O, которую нужно добавить к раствору массой 169 г, содержащему NaOH массой 40 г, чтобы массовая доля NaOH в растворе стала равной 0,4.

Решение:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

М(Na₂O) = 62 г/моль; М(NaOH) = 40 г/моль.

Пусть масса Na₂O - х г, масса раствора составит (169 + х) г. Тогда в соответствии с реакцией из х г Na₂O образуется 80х/62 = 1,29х г NaOH и, следовательно, масса NaOH станет равной (40 + 1,29х) г. 

 Откуда: 

ω = m_р.в. /m_р-ра;

0,4 = (40 + 1,29x)/(169 + x);  х = 31 г.

П р и м е р 6. Какой объем NH₃ (н.у.) необходимо растворить в воде массой 700 г, чтобы получить раствор аммиака с массовой долей 15 %?

Решение: Искомую величину, т.е. объем аммиака обозначим через x л. Тогда масса аммиака составит 17х/22,4 = 0,76х г (M(NH₃) = 17 г/моль). Масса раствора составит по условию задачи:

(700 + 0,76 x) г или ω = 0,76х/(700+0,76х) = 0,15.

Откуда: х = 163 л.

П р и м е р 7. Определите массы SO₃ и раствора H₂SO₄ c массовой долей 49,0 %, необходимые для приготовления раствора серной кислоты массой 450 г с массовой долей 83,3 %.

Решение:         SO₃ + H₂O = H₂SO₄

M(SO₃) = 80 г/моль; M(H₂SO₄) = 98 г/моль.

Пусть масса SO₃ составит х г, тогда масса H₂SO₄ (ω = 100 %), образующейся по уравнению реакции составит y г, то есть y = 98x/80 = 1,225x г. По правилу смешения и с учетом условия задачи имеем:

1,225х•100 + (450 - х)49 = 450•83,3.

 Откуда: х = 210 г.

Следовательно масса SO₃ составит 210 г, а масса раствора серной кислоты (ω = 49,0%) составит (450 - 210) = 240 г.

 П р и м е р 8. Определите массу раствора H₂SO₄ c массовой долей 61,25 %, в котором можно растворить SO₃ массой 40 г, чтобы получить раствор H₂SO₄ c массовой долей 73,50 %.

Решение:                   SO₃ + Н₂О = H₂SO₄

M(SO₃) = 80 г/моль; M(H₂SO₄) = 98 г/моль. 

Пусть масса раствора серной кислоты (ω = 61,25 %) будет х г, тогда из уравнения реакции и условия задачи следует, что масса H₂SO₄ (ω = 100 %) составит 49 г. По правилу смешения получим: 

49•100 + 61,25х = (40 + х) •73,5.

Откуда: х = 160 г.

П р и м е р 9. Определите массовую долю (ω, %) CaCl₂ в растворе, полученном при растворении CaCl₂•6H₂O массой 21,9 г в воде объемом 100 см³.

Решение: М(СaCl₂) = 111 г/моль; М(CaCl₂•6H₂O) = 219 г/моль. 

Из условия задачи следует, что количество кристаллогидрата составит 21,9/219 = 0,1 моль, тогда ν(СaCl₂) = ν(CaCl₂•6H₂O) = 0,1 моль или 0,1•111 = 11,1 г. 

Масса раствора будет равна 100 + 21,9 = 121,9 г. 

Массовая доля хлорида кальция в растворе составит: 11,1/121,9 = 0,09; ω = 9 %.

П р и м е р 10. Какую массу CuSO₄•5H₂O необходимо добавить к воде массой 270 г, чтобы получить раствор CuSO₄ c массовой долей 10 %?

Решение: М(СuSO₄) = 160 г/моль; М(CaCl₂•6H₂O) = 250 г/моль.

Если масса кристаллогидрата составляет x г, то масса сульфата меди(II) будет равна 160х/250 = 0,64 х г. Из условия задачи следует, что масса раствора будет равна (270 + х) г и 0,64х/(270 + х) = 0,10. 

Откуда: х = 50 г CaCl₂•6H₂O. 

П ри м е р 11.  Фосфорный ангидрид, образовавшийся при сжигании фосфора массой 12,4 г вступил в реакцию с 100 см³ раствора KOH c массовой долей 25 % (ρ = 1,28 г/см₃). Определите состав образовавшейся соли и ее концентрацию (ω, %).

Решение:

 1) 4P + 5O₂ = 2P₂O₅

2) P₂O₅ + 2KOH + H₂O = 2KH₂PO₄

3) P₂O₅ + 4KOH = KH₂PO₄  + H₂O

4) P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄ + 3H₂O

 

  M(KOH) = 56 г/моль; М(KH₂PO₄) = 136 г/моль; M(Р) = 31 г/моль.

Из условия задачи находим количества KOH и фосфора, они составляют 100•1,28•0,25/56 = 0,57 моль и 12,4/31 = 0,4 моль соответственно. Следовательно, по реакции (1) образуется 0,2 моль P₂O₅.

Таким образом, KOH взят в избытке (0,6 моль) и имеет место реакция (2). 

В результате реакции (2) образуются дигидрофосфат калия в количестве 0,2 моль или 0,2•136 = 27,2 г. Общая масса раствора составит 100•1,28 + 12,4 = = 140,4 г и ω = 27,2•100/140,4 = 19,37 % KH₂PO₄.

  П р и м е р 12.    Смесь Fe₃O₄ и FeO массой 14,8 г растворили в 93,5 см³

 раствора серной кислоты с массовой долей 21 % (ρ = 1,15 г/см³). Определите состав исходной смеси (ω, %).

Решение:

1) Fe₃O₄ + 4H₂SO₄ = FeSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + 4H₂O

2) FeO+ H₂SO₄ = FeSO₄+ H₂O

M(FeO) = 72 г/моль; M(Fe₃O₄) = 232 г/моль; M(H₂SO₄) = 98 г/моль. 

Пусть масса Fe₃O₄ в смеси составит x г, тогда масса оксида железа(II) будет равна (14,8 - x) г. Из уравнения реакции (I) следует, что масса H₂SO₄ составит 4•98x/232 = 1,69x г, а из уравнения реакции (2) масса H₂SO₄ составит 98(14,8 - х)/72 = (20,1 - 61,36х) г. 

Из условия задачи масса H₂SO₄ (ω = 100 %) будет равна 93,5•1,15•0,21 = = 22,6 г или 22,6/98 = 0,23 моль. Тогда 22,6 = 1,69х +20,1 - 1,36х. Откуда х = 7,6 г Fe₃O₄, масса FeO составит 14,8 - 7,6 = 7,2 г.

Следовательно:         ω = 7,6•100/14,8 = 51,35 % Fe₃O₄;

ω = 7,2•100/14,8 = 48,65 % FeO.

 

П р и м е р 13. При окислении фосфора раствором азотной кислоты с массовой долей 60 % (ρ = 1,37 г/см³) получена ортофосфорная кислота на нейтрализацию которой потребовалось 25 см³ раствора NaOH с массовой долей 20 % (ρ = 1,28 г/см³), причем образовался дигидрофосфат натрия. Рассчитайте объем азотной кислоты, израсходованный на окисление фосфора.

Решение:

1) 3P + 5HNO₃ + 2 H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

2) H₃PO₄ + NaOH = NaH2PO4 + H₂O

M(NaOH) = 40 г/моль; M(HNO

3) = 63 г/моль.

 

Из условия задачи масса NaOH составит 25•1,28•0,25 = 8 г или 8/40 = = 0,2 моль. Следовательно, по

уравнению (2) в реакцию с 0,2 моль NaOH вступает 0,2 моль H₃PO_4. Тогда из уравнения реакции (1) следует, что число молей HNO₃ составит 5/3 моль H₃PO₄, то есть

5•0,2/3 моль или 5•0,2•63/3 = 21 г, а объем раствора HNO₃ (ω = 60 %) составит 21•0,6/1,37 = 25,5 см³.

П р и м е р 14. Рассчитайте концентрацию серной кислоты в массовых долях (%), если при полном растворении меди в горячем растворе этой кислоты массой 78,4 г, выделился газ, при взаимодействии которого с избытком H₂S образуется осадок серы массой 19,2 г. Вычислите массу растворившейся меди, считая, что взаимодействие меди с раствором серной кислоты протекает количественно. 

Решение:

1) Cu + 2H₂SO₄ (к) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2) SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2 H₂O

M(Cu) = 64 г/моль; M(S) = 32 г/моль; M(H₂SO₄) = 98 г/моль.

Из условия задачи определим количество серы, образующейся по реакции (2).

ν(S) = 19,2/32 = 0,6 моль. Следовательно, количество оксида серы (IV) по реакции (2) составит 0,6/3 = 0,2 моль.

Из уравнения реакции (1) количество меди составит 0,2 моль или 0,2•64 = = 12,8 г, а количество H₂SO₄ равно 0,4 моль или 0,4•98 = 39,2 г.

Тогда ω =39,2•100/78,4 = 50 % H₂SO₄.

П р и м е р 15.    Сколько л (н.у.) диоксида углерода потребуется для полного насыщения 150 см³ раствора KOH с массовой долей 16 % (ρ = 1,15 г/см³)? Какие реакции сопровождают поглощение CO₂?

Решение:

1) CO₂ + KOH = KHCО₃

2) CO₂ + 2KOH = K₂CO₃ + H₂O

M(KOH) = 56 г/моль.

По условию задачи взят избыток оксида углерода(IV), следовательно, протекает реакция (1). Масса KOH составит 150•1,15•0,16 = 27,6 г или 27,6/56 = = 0,49 моль. Из уравнения реакции (1) следует, что с 0,49 моль KOH вступает в реакцию 0,49 моль оксида углерода(IV) или 0,49•22,4 = 10,98 л.

  П р и м е р 16.    Каким минимальным объемом раствора KOH с массовой долей 20 % (ρ = 1,19 г/см³), можно поглотить весь диоксид углерода, выделенный при полном восстановлении железной окалины (Fe₃O₄) массой 23,2 г оксидом углерода(II)?

Решение:

1) Fe₃O₄ + CO = 3FeO + CO₂

2) 3FeO + 3CO = 3Fe + 3 CO₂

или в общем виде

3) Fe₃O₄ + 4CO = 3Fe + 4 CO₂

4) KOH + CO₂ = KHCO₃   

M(Fe₃O₄) = 232 г/моль; M(KOH) = 56 г/моль.

По условию задачи количество Fe₃O₄ составит 23,2/232 = 0,1 моль. Из уравнения реакции (3) следует, что количество диоксида углерода будет равно 0,4 моль. Следовательно, по уравнению реакции (4) количество KOH составит 0,4 моль или 0,4•56 = 22,4 г и объем раствора KOH заданной концентрации составит:

22,4•100/1,19•20 = 94,12 см³.

П р и м е р 17.    Сернистый газ, полученный при сжигании H₂S объемом 61,6 л (н.у.) пропущен через 2,0 л раствора NaOH с массовой долей 10 % (ρ = 1,1 г/см³). Найдите массовую долю (ω, %) полученной соли в растворе.

Решение:

1) 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂

2) SO₂  + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

3) SO₂ + NaOH = NaHSO₃

M(NaOH) = 40 г/моль; M(Na₂SO₃) = 126 г/моль; M(SO₂) = 64 г/моль.

По условию задачи количество сероводорода составит 61,6/22,4 = 2,75 моль. Следовательно, по уравнению реакции (1) образуется такое же количество оксида серы (IV) 2,75 моль или 2,75•64 = 176,0 г. Определяем из условия задачи количество NaOH в растворе. Оно составит 2000•1,1•0,1/40 = 5,5 моль, т.е. NaOH дан в избытке и реакция протекает по уравнению (2). Из уравнения реакции (2) следует, что количество сульфита натрия равно количеству оксида серы(IV) и составит 2,75 моль или 2,75•126 = 346,5 г. Общая масса раствора составит 2000•1,1 + 176 = 2376,0 г; ω = 346,5•100/2376,0 = 14,6 %.

  П р и м е р 18.    После сжигания смеси H₂S c избытком кислорода ее объем уменьшился на 67,2 л. Полученный газ пропустили через 285,7 см³ раствора NaOH с массовой долей 40 % (ρ = 1,40 г/см₃). Определите состав образовавшейся соли.

Решение:

1) 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂

2) SO₂ + NaOH = NaHSO₃

3) SO₂  + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

M(NaOH) = 40 г/моль.

В избытке кислорода горение сероводорода протекает по реакции (1). Из этого уравнения реакции следует, что изменение объема газа происходит только за счет кислорода, участвующего в реакции (1). Следовательно, количество кислорода, вступающего в эту реакцию, составит 67,2/22,4 = 3 моль и образуется 2•3/3 = 2 моль оксида серы (IV).

По условию задачи количество NaOH составит 285,7•1,4•0,4/40 = 4 моль. Тогда, соотношение молей

оксида серы (IV) c NaOH составляет 1: 2, т.е. реакция протекает по уравнению (3) и состав соли Na₂SO₃.

П р и м е р 19. При 25 °С давление насыщенного пара воды составляет 3,166 кПа (23,75 мм рт.ст.). Определите при той же температуре давление насыщенного пара над 5 % водным раствором карбамида CO(NH₂)₂.

Решение: Для расчета по формуле Р₁ = N₁P₀ нужно вычислить мольную долю растворителя N₁.  В 100 г раствора содержится 5 г карбамида (мольная масса 60 г/моль) и 95 г воды (мольная масса 18 г/моль). Количество карбамида и воды соответственно равно:

ν₂ = 5/60 = 0,083 моль;     ν₁ = 95/18 = 5,278 моль.

Находим мольную долю воды:

N₁ = ν₁/(ν₁ + ν₂) = 5,278/(5,278 + 0,083) = 5,278/5,361 = 0,985.

Следовательно:

P₁ = 0,985•3,166 = 3,119 кПа (или 23,31 мм рт.ст.).

  П р и м е р 20. Рассчитайте, при какой температуре должен кристаллизоваться раствор, содержащий в 250 г воды 54 г глюкозы C₆H₁₂O₆.

Решение: М(C₆H₁₂O₆) = 180 г/моль. По формуле (5.1.2) определим моляльность раствора: с_m = 54•1000/180•250 = 1,2 моль /1000 г воды. 

По формуле: ∆t_крист = К_кр•с_m находим: ∆t_крист = 1,86•1,20 = 2,23°.

Следовательно, раствор будет кристаллизоваться при - 2,23 °С.

П р и м е р 21. Раствор, содержащий 8 г некоторого вещества в 100 г диэтилового эфира, кипит при 36,86 °С, тогда как чистый эфир кипит при 35,60 °С. Определите молекулярную массу растворенного вещества.

Решение: Из условия задачи находим:

∆t_кип = 36,86 - 35,60 = 1,26°

По уравнению  ∆t_кип = К_эб•с_m  определяем моляльность раствора:

1,26 = 2,02•с_m;    с_m = 1,26/2,02 = 0,624 моля на 1000 г эфира.

Мольную массу вещества найдем из соотношения (5.1.2.):

М = 8 ^. 1000 / 0,624 ^. 100 = 80 / 0,624 = 128,2 г/моль

Молекулярная масса растворенного вещества равна 128,2 а.е.м.

П р и м е р 22. Определите молекулярную массу неэлектролита, если его навеска массой 17,64 г была растворена в воде и объем раствора  доведен до 1000 см³. Измеренное осмотическое давление раствора оказалось равным 2,38•10⁵ Па при 20 °С.

Решение: Подставляя экспериментальные данные в уравнение Вант-Гоффа

М = mRT/PV

получим:

М = 17,64•8,31•293/2,38•10⁵•10^-3 = 180,3•10^-3 кг/моль или

М = 180,3 г/моль.

Молекулярная масса равна 180,3 а.е.м.

П р и м е р 23. Навеска вещества массой 12,42 г растворена в 500 см³ воды. Давление пара полученного раствора при 20 °С равно 3732,7 Па. Давление пара воды при той же температуре равно 3742 Па. Рассчитайте мольную массу растворенного вещества.

Решение: Пользуясь законом Рауля ∆P/P₀ = ν₁/ν₂ и учитывая условия задачи, получим: ∆P = 3742 - 3732,7 = 9,3 Па;

ν₂ = 500/18 = 27,78 моль,

тогда число молей (ν₁) растворенного вещества будет равно:

∆Pν₂/P₀ = 9,3•27,78/3742 = 0,069 моль.

Поскольку ν₁ = m/M, то M = m/ν₁ = 12,42/0,069 = 180 г/моль.

 

Эбуллиоскопическая и криоскопическая константы, зависят только от природы растворителя.

Значения этих констант для некоторых растворителей представлены в табл. 7.

 Таблица 7

Эбуллиоскопическая и криоскопическая константы

 

Растворитель	Ккр, град.	Кэб, град.
Вода	1,86	0,52
Бензол	5,10	2,57
Этиловый эфир	2,12	-
Фенол	7,3	3,60
Ацетон	-	1,80
Уксусная кислота	3,9	3,1
CCl4	2,98	5,3

2. Равновесия в растворах электролитов

Содержание темы:

1) Электролитическая диссоциация:

Причина и механизм электролитической диссоциации в зависимости от типа химических связей в молекуле. Слабые и сильные электролиты, степень диссо­циации.

Диссоциация слабых электролитов как обратимый процесс. Константа диссо­циации. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита (влияние раз­личных факторов).

Вода как слабый электролит. Ионное произведение воды, водородный показа­тель.

2) Равновесие в растворах гидролизующихся солей:

Сущность реакции гидролиза солей. Типы гидролизующихся солей. Факторы, вызывающие смещение равновесия гидролиза, способы подавления и усиления гидролиза солей.

3) Направление протекания химических реакций в растворах электролитов.

Условия протекания реакций в растворах электролитов. Ионно-молекулярные уравнения химических реакций.

Необходимые умения: решать расчетные задачи на вычисление концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе, водородного и гидроксильного показателя раствора. Записывать уравнения химических реакций и реакций гидролиза солей в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Определять направление сдвига равновесия в растворах электролитов. Пользоваться вели­чинами констант диссоциации слабых электролитов для характеристики электролитов и степени гидролиза солей.

Решение:

pН = - lg[H⁺]

pН = - lg(4•10^-3) = -lg4 – lg10^-3 = 3 – lg4 = 3 – 0,6 = 2,40.

П р и м е р 2. Определите концентрацию ионов водорода в растворе, pН которого равен 4,60.

Решение: Согласно условию задачи -lg[H⁺] = 4,60.

Следовательно: lg[H⁺] = - 4,60 = 40,5.

Отсюда по таблице логарифмов находим: [Н⁺] = 2,5•10^-5 моль/л.

П р и м е р 3. Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, pH которого равен 10,80?

Решение: Из соотношения рН + рОН = 14 находим:

pОН = 14 - рН = 14 - 10,80 = 3,20.

Отсюда: - lg[OH^-] = 3,20 или lg[OH^-] = -3,20 = 48 0,.

Этому значению логарифма соответствует значение 6,31•10^-4. Следовательно:

[OH^-] = 6,31•10^-4 моль/л.

П р и м е р 4. Определите водородный показатель раствора, в 1 л   которого содержится гидроксид натрия массой 0,1 г. Диссоциацию щелочи считать полной.

Решение: Количество NaOH в 1 л  раствора составит:

0,1/40 = 2,5•10^-3 моль/л.

Следовательно, учитывая полную диссоциацию: [ОН^-] = 2,5•10^-3 моль/л;

рОН = -lg(2,5•10^-3) = 3 - lg2,5 = 3 - 0,4 = 2,6.

Так как рН + рОН = 14, то рН = 14 - 2,6 = 11,4.

Гидролиз солей

  П р и м е р 5. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) KCN, б) Na₂CO₃, в) ZnSO₄. Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение:  

а) Цианид калия KCN - соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного гидроксида КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К⁺ и анионы CN^-. Катионы К⁺  не могут связывать ионы ОН^- воды, так как КОН - сильный электролит. Анионы же CN^- связывают ионы Н⁺ воды, образуя молекулы слабого электролита HСN. Соль гидролизуется по аниону.

Ионно-молекулярные уравнения гидролиза:

а) сокращенное ионое уравнение (с.и.у.): CN^- + Н₂О ↔ HCN + ОН^-  

б) полное ионное уравнение (п.и.у.):      K⁺ + CN^- + Н₂О ↔ HCN + ОН^- + K⁺

в) молекулярное уравнение (м.у.):               KCN + Н₂О ↔ HCN + KОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов OH^-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (pH > 7).

б) Карбонат натрия Na₂CO₃ - соль слабой многоосновной кислоты и сильного гидроксида. В этом случае анионы соли СО₃^2-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО₃^-, а не молекулы Н₂СО₃, так как ионы НСО₃^-

диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н₂СО₃.

В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. 

Ионно-молекулярные уравнения гидролиза:

а) с.и.у.:   СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-  

б) п.и.у.: 2Na⁺ + СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

в) м.у.:  Na₂CO₃ + Н₂О ↔ NaНСО₃ + NaОН   

В растворе появляется избыток ионов OH-, поэтому раствор Na₂CO₃ имеет щелочную реакцию (pH > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO₄ - соль слабого многокислотного гидроксида Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катионы Zn²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH⁺. Образование молекул Zn(OH)₂ не происходит, так как ионы ZnOH⁺ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярные уравнения гидролиза:

а) с.и.у.: Zn²⁺ + Н₂О ↔ ZnOH⁺+ Н⁺  

б) п.и.у.: 2Zn²⁺+ 2SО₄^2- + 2Н₂О ↔ 2ZnOH⁺+ 2Н⁺  + 2SО₄^2-

в) м.у.:  2Zn₂SО₄ + 2Н₂О ↔ (ZnOH)₂SО₄ + H₂SO₄

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO₄ имеет кислую реакцию (pH < 7).

П р и м е р 6. Какие продукты образуются при смешивании растворов Al(NO₃)₃ и K₂CO₃? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение: Соль Al(NO₃)₃ гидролизуется по катиону, а K₂CO₃ - по аниону:

Al³⁺ + Н₂О ↔ AlOH²⁺+ Н⁺

СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, т.к. ионы H⁺ и OH^- образуют молекулу слабого электролита H₂O. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием Al(OH)₃ и CO₂ (H₂CO₃). Ионно-молекулярное уравнение:

 2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓+ 3CO₂­,

молекулярное уравнение:

 2Al(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = ↓2Al(OH)₃ + 3CO₂↑ + 6KNO₃.

  П р и м е р 7. Составьте уравнение реакций гидролиза Na₂SO₃. Определите, в какую сторону сместится равновесие, если к раствору этой соли добавить:  а) NaOH;  б) HCl;   в) K₂CO₃; г) Al₂(SO₄)₃.

Решение: Составим уравнение диссоциации Na₂SO₃: 

 

Na₂SO₃ ↔ 2Na⁺ + SO₃^2-

Кислотным остатком слабой кислоты здесь является ион  SO₃^2-, следовательно, ионное уравнение гидролиза будет иметь вид:  

SО₃^2- + Н₂О ↔ НSО₃^- + ОН^-;     рН > 7, среда щелочная;

молекулярное уравнение гидролиза:

Na₂SО₃ + Н₂О ↔ NaНSО₃ + NaОН

а) Так как в результате гидролиза сульфита натрия создается щелочная среда, согласно принципу Ле-Шателье, при добавлении NaOH равновесие сместится в сторону исходных веществ.

б) При добавлении кислоты ионы Н⁺ и ОН^- образуют воду, следовательно, концентрация ОН^- понижается, и равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

в) Чтобы определить, в какую сторону сместиться равновесие при добавлении К₂СО₃, составим уравнение гидролиза этой соли и определим кислотность среды: 

К₂СО₃ ↔ 2К⁺ + CO₃^2-.

Кислотным оcтатком слабой кислоты является ион CO₃^2-, следовательно, процесс гидролиза можно представить в виде   

СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-; рН > 7,  среда щелочная;

К₂СО₃ + НОН ↔ КНСО₃ + КОН.

В результате процесса гидролиза К₂СО₃, также как и в случае гидролиза Na₂СО₃, образуются свободные ионы ОН^-, следовательно, согласно принципу Ле-Шателье, добавление К₂СО₃ к раствору Na₂СО₃ вызывает смещение равновесия в сторону исходных веществ.

г) Чтобы определить направление смещения равновесной системы при добавлении в нее сульфата алюминия, составим уравнение гидролиза Al₂(SO₄)₃: 

 

Al³⁺ + НОН ↔ AlOH²⁺ + H⁺; рН<7, кислая среда;

Al₂(SO₄)₃+ 2НОН ↔ 2AlOHSO₄ + H₂SO₄.

В результате гидролиза  Al₂(SO₄)₃ образуются свободные ионы водорода, которые с ионами гидроксила ОН^- образуют воду: 

Н⁺ + ОН^- ↔ Н₂О.

При этом содержание ОН^-  в системе понизится, следовательно, согласно принципу Ле-Шателье, произойдет смещение равновесия в сторону продуктов реакции.

3. Дисперсные системы. Коллоидно-дисперсные системы

Содержание темы:

Понятие о дисперсных системах. Эмульсии, суспензии. Коллоидные сис­темы - микрогетерогенные дисперсные системы. Способы получения коллоид­ных систем, характеристика их свойств. Строение коллоидной частицы. Пра­вило избирательной адсорбции Пакета—Фаянса.

Агрегативная и кинетическая устойчивость коллоидных систем, процес­сы коагуляции, способы коагуляции. Коагуляция лиофобных и лиофильных коллоидных систем.

Необходимые умения: исходя из условий образования гидрозолей опреде­лять вещества, образующие гидрозоль при проведении химических реакций и опытным путем готовить золи и гели; по правилу избирательной адсорбции (правило Панета- Фаянса) составлять формулу мицеллы золя; определять коа­гулирующие ионы электролита, продукты коагуляции золя.

Дисперсные системы

В природе и технике часто встречаются дисперсные системы, в которых одно вещество равномерно распределено в виде частиц внутри другого вещества.

В дисперсных системах различают дисперсную фазу — мелкораздробленное вещество идисперсионную среду — однородное вещество, в котором распределена дисперсная фаза. Например, в мутной воде, содержащей глину, дисперсной фазой являются твердые частички глины, а дисперсионной средой — вода; в тумане дисперсная фаза — частички жидкости, дисперсионная среда — воздух; в дыме дисперсная фаза —- твердые частички угля, дисперсионная среда — воздух; в молоке — дисперсная фаза — частички жира, дисперсионная среда — жидкость и т. д.

К дисперсным системам относятся обычные (истинные) растворы, коллоидные растворы, а также суспензии и эмульсии. Они отличаются друг от друга прежде всего размерами частиц, т. е. степенью дисперсности (раздробленности).

Системы с размером частиц менее 10^-9 м представляют собой — истинные растворы, состоящие из молекул или ионов растворенного вещества. Их следует рассматривать как однофазную систему. Системы с размерами частиц больше 10^-7 м — это грубодисперсные системы — суспензии и эмульсии.

Суспензии — это дисперсные системы, в которых дисперсной фазой является твердое вещество, а дисперсионной средой — жидкость, — причем твердое вещество практически нерастворимо в жидкости. Чтобы приготовить суспензию, надо вещество измельчить до тонкого порошка, высыпать в жидкость, в которой вещество не растворяется, и хорошо взболтать (например, взбалтывание глины в воде). Со временем частички выпадут на дно сосуда. Очевидно, чем меньше частички, тем дольше будет сохраняться суспензия.

Эмульсии — это дисперсные системы, в которых и дисперсная фаза и дисперсионная среда являются жидкостями, взаимно не смешивающихся. Из воды и масла можно приготовить эмульсию длительным встряхиванием смеси. Примером эмульсии является молоко, в котором мелкие шарики жира плавают в жидкости. Суспензии и эмульсии — двухфазные системы.

Коллоидные системы

Коллоидные растворы — это высокодисперсные двухфазные системы, состоящие из дисперсионной среды и дисперсной фазы, причем линейные размеры частиц последней лежат в пределах от 10^-9 м до 10^-7  м. Как видно, коллоидные растворы по размерам частиц являются промежуточными между истинными растворами и суспензиями и эмульсиями. Коллоидные частицы обычно состоят из большого числа молекул или ионов.

Коллоидные растворы иначе называют золями. Их получают дисперсионными и конденсационными методами. Диспергирование чаще всего производят при помощи особых “коллоидных мельниц”. При конденсационном методе коллоидные частицы образуются за счет объединения атомов или молекул в агрегаты. Так, если возбудить в воде дуговой электрический разряд между двумя проволоками из серебра, то пары металла конденсируются в коллоидные частицы. При протекании многих химических реакций также происходит конденсация и образуются высокодисперсные системы (выпадение осадков, протекание гидролиза, окислительно-восстановительные реакции и т.д.).

Золи обладают рядом специфических свойств, которые подробно изучает коллоидная химия. Золи в зависимости от размеров частиц могут иметь различную окраску, а у истинных растворов она одинаковая. Например, золи золота могут быть синими, фиолетовыми, вишневыми, рубиново-красными.

В отличие от истинных растворов для золей характерен эффект Тиндаля, т. е. рассеяние света коллоидными частицами. При пропускании через золь пучка света появляется светлый конус, видимый в затемненном помещении. Так можно распознать, является данный раствор коллоидным или истинным. Строение структурной единицы лиофобных коллоидов – мицеллы – может быть показано лишь схематически, поскольку мицелла не имеет определенного состава. Рассмотрим строение коллоидной мицеллы на примере гидрозоля иодида серебра, получаемого взаимодействием разбавленных растворов нитрата серебра и иодида калия:

AgNO₃ + KI ––> AgI + KNO₃

Коллоидная мицелла золя иодида серебра (см. рис. 4.9) образована микрокристаллом иодида серебра, который способен к избирательной адсорбции из окружающей среды катионов Ag+ или иодид-ионов. Если реакция проводится в избытке иодида калия, то ядро будет адсорбировать иодид-ионы; при избытке нитрата серебра микрокристалл адсорбирует ионы Ag+. В результате этого микрокристалл приобретает отрицательный либо положительный заряд; ионы, сообщающие ему этот заряд, называются потенциалопределяющими, а сам заряженный кристалл – ядром мицеллы. Заряженное ядро притягивает из раствора ионы с противоположным зарядом – противоионы; на поверхности раздела фаз образуется двойной электрический слой. Некоторая часть противоионов адсорбируется на поверхности ядра, образуя т.н. адсорбционный слой противоионов; ядро вместе с адсорбированными на нем противоионами называют коллоидной частицей или гранулой. Остальные противоионы, число которых определяется, исходя из правила электронейтральности мицеллы, составляют диффузный слой противоионов; противоионы адсорбционного и диффузного слоев находятся в состоянии динамического равновесия адсорбции – десорбции.

Схематически мицелла золя иодида серебра, полученного в избытке иодида калия (потенциалопределяющие ионы – анионы I^–, противоионы – ионы К⁺) может быть изображена следующим образом:

{[AgI]_m · nI^– · (n-x)K⁺}^x– · x K⁺

При получении золя иодида серебра в избытке нитрата серебра коллоидные частицы будут иметь положительный заряд:

{[AgI]_m · nAg⁺ · (n-x)NO₃^–}^x+ · x NO₃^–

Рис.1 Строение коллоидной мицеллы

 

Агрегативная устойчивость золей обусловлена, таким образом, рядом факторов: во-первых, снижением поверхностной энергии дисперсной фазы (т.е. уменьшения движущей силы коагуляции) в результате образования двойного электрического слоя и, во-вторых, наличием кинетических препятствий для коагуляции в виде электростатического отталкивания имеющих одноименный заряд коллоидных частиц и противоионов. Еще одна причина устойчивости коллоидов связана с процессом гидратации (сольватации) ионов. Противоионы диффузного слоя сольватированы; эта оболочка из сольватированных противоионов также препятствует слипанию частиц.

Одним из важных свойств золей является то, что их частицы имеют электрические заряды одного знака. Благодаря этому они не соединяются в более крупные частицы и не осаждаются. При этом частицы одних золей, например металлов, сульфидов, кремниевой и оловянной кислот, имеют отрицательный заряд, других, например гидроксидов, оксидов металлов, — положительный заряд. Возникновение заряда объясняется адсорбцией коллоидными частицами ионов из раствора.

Для осаждения золя необходимо, чтобы его частицы соединились в более крупные агрегаты. Соединение частиц в более крупные агрегаты называется коагуляцией, а осаждение их под влиянием силы тяжести — седиментацией.

Обычно коагуляция происходит при прибавлении к золю: 1) электролита, 2) другого золя, частицы которого имеют противоположный заряд, и 3) при нагревании.

При определенных условиях коагуляция золей приводит к образованию студенистой массы, называемой гелем. В этом случае вся масса коллоидных частиц, связывая растворитель, переходит в своеобразное полужидкое-полутвердое состояние. От гелей следует отличать студни — растворы высокомолекулярных веществ в низкомолекулярных жидкостях (системы гомогенные). Их можно получить при набухании твердых полимеров в определенных жидкостях.

Значение золей исключительно велико, так как они более распространены, чем истинные растворы. Протоплазм