Рабочая тетрадь по химии (стр. 5 )

Массовая доля:

. (4.2)

Сумма: m1 + m2 = m раствора

Моляльность:

(4.3)

Условные обозначения:

m1 − масса растворителя, г;

m2 − масса растворённого вещества, г;

М2 ─ молярная масса растворённого вещества, г/ моль;

V ─ объём раствора, л.

Общими называют свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворённых веществ. При рассмотрении общих свойств растворов условно принимается, что растворённое вещество является нелетучим неэлектролитом, т. е. не испаряется и не диссоциирует на ионы.

Давление насыщенного пара растворителя (воды) над чистым растворителем повышается с ростом температуры (рис. 4.1). Условием кипения жидкости является равенство давления её насыщенных паров атмосферному давлению, вода закипает при 100 0С.

Ф. Рауль установил, что давление насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего вещества ниже, чем над чистым растворителем, что приводит к повышению температуры кипения таких растворов:

(4.4)

где ΔТ кипения − повышение температуры кипения, градус;

Е (Н2О) − эбулиоскопическая постоянная воды, (градус · кг) / моль;

сm − моляльная концентрация раствора, моль/кг.

Условием кристаллизации является равенство давления насыщенного пара над твёрдой и жидкой фазой. Над растворами давление пара ниже, чем над чистым растворителем и поэтому растворы замерзают при более низкой температуре (рис. 4.1). Понижение температуры замерзания пропорционально моляльной концентрации растворённого вещества (с m ):

(4.5)

где ΔТ замерзания − понижение температуры кипения, градус;

К (Н2О) − криоскопическая постоянная воды, (градус · кг) / моль;

сm − моляльная концентрация раствора, моль/кг.

Рис. 4.1. Схема, поясняющая понижение температуры замерзания и

повышение температуры кипения раствора

Осмос ─ это диффузия вещества через полупроницаемую мембрану, через которую проходит растворитель, но не проходят растворённые вещества. Молекулы растворителя диффундируют из растворителя в раствор или из менее концентрированного раствора в более концентрированный, который разбавляется и высота его столба (h) увеличивается (рис. 4.2).

Рис. 4.2. Схема осмометра

Внешнее давление, которое нужно приложить, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим и обозначается π (или росмот.). Экспериментально было найдено, что осмотическое давление пропорционально молярной концентрации раствора (см) и температуре (Т, К):

π = cм R T, (4.6)

где R ─ универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль·К).

Это уравнение называют законом Вант-Гоффа. В таком виде оно применимо только к растворам неэлектролитов.

ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ

Пример 4.1. Для приготовления 700 г раствора с массовой долей иодида калия 5 % необходимо растворить ___ граммов соли35 4) 65

Решение. Из формулы 4.2 следует, что

m2 = (ω · m раствора ) : 100 % = (5 % · 700 г) : 100 % = 35 г.

Упражнение 4.1. Для приготовления 200 г раствора с массовой долей хлорида калия 8 % навеску соли необходимо растворить в ___ граммах воды

1)4 4) 92

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.2. В растворе хлорида калия объёмом 1,0 л и концентрацией 0,01 моль/л содержится ___ граммов вещества

1) 0,75 2) 7,5 3) 0,

Решение. Молярная масса хлорида калия равна 75 г/моль. В соответствии с формулой 4.1:

m KCl = CM· V· M2 = 0.01 моль/л · 1,0 л · 75 г/моль = 0.75 г.

Упражнение 4.2. Молярная концентрация раствора сульфата натрия, в 50 мл раствора которого содержится 14,2 г данной соли, равна ________ моль/л

1) 0,02,2 4) 0,1

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.3. Рассчитать массу мочевины СО(NH2)2, необходимую для удаления с дорожного полотна льда массой, соответствующей 50 кг жидкой воды, если криоскопическая постоянная воды (КН2О) равна 1,86 (градус · кг) / моль. Температура окружающей среды минус 5 0С.

Решение. Понижение температуры Δ Т замерзания = 0 0С ─ (─ 5 0С) = 5 0С.

Для расчёта воспользуемся формулой 4.5:

Упражнение 4.3. Для повышения температуры кипения раствора на 1,04 0С, необходимо, чтобы концентрация растворённого в нём неэлектролита составляла ___ моль/кг

(Е (Н2О)) = 0,52 (град · кг)/моль)

1) 0,2,1

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.4. Для понижения температуры замерзания раствора на 3,72 0С, необходимо, чтобы концентрация растворённого в нём неэлектролита составляла ________ моль/кг (К (Н2О) = 1,86 (град · кг)/моль),2 4) 0,1

Решение. Понижение температуры замерзания неэлектролита вычисляется по формуле 4.5:

Упражнение 4.4. Раствор, содержащий 18 г глюкозы (Мr = 180) в 100 г воды замерзает при температуре _______ 0С (К (Н2О) = 1,86 (град · кг)/моль)

1) + 1,86 2) 0,93 3) − 1,86 4) − 0,93

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Пример 4.5. Осмотическое давление раствора этанола с молярной концентрацией 1,0 моль/л при 25 0С равно __________ кПа

1) 207,8,6

Решение. В соответствии с формулой 4.6:

π = cм R T = 1,0 моль/л · 8,31 Дж/(моль·К) · (273 + 25) К = 2476 Дж/л = 2476 кПа.

Упражнение 4.5. Осмотическое давление раствора неэлектролита с молярной концентрацией 0,2 моль/л при 20 0С равно __________ кПа

1) 32

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ

1. Моляльная концентрация растворённого вещества может быть выражена в

1) моль/кг 2) моль/л 3) г/моль 4) процентах

2. В 50 мл 1 М ZnSO4 содержится ___ грамм(ов) вещества

1) ,05 3) 80,5 4) 16,1

3. Понижение температуры замерзания раствора неэлектролита может быть рассчитано по формуле:

1) ΔТ = i · К Н2О ·cm 2) p = с·R·Т 3) p = i ·с·R·Т 4) ΔТ = К Н2О ·cm

4. Уравнение р осмот. = с·R·Т (закон Вант-Гоффа), характеризующее зависимость осмотического давления от концентрации и температуры, применимо

1) только к растворам сильных электролитов 2) к любым растворам

3) к растворам слабых электролитов 4) только к растворам неэлектролитов

5. Температура кипения ацетона 56 0С. Если в 250 г ацетона растворить 6,4 г метанола (Мr = 32, Е ацетона = 1,5 (град · кг)/моль), то температура кипения раствора составит

1) 55,4 2) 57,2 3) 54,8 4) 56,6

6. Температура замерзания раствора, содержащего 46 г глицерина (Мr = 92) в 250 г воды (К Н2О = 1,86 (град · кг)/моль) равна _____ 0С

1) − 3,72 2) +3,72 3) − 0,− 0,93

4.2. РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ

Изучить и усвоить:

· лекцию «Равновесия в растворах электролитов [Часть 2 УМК, раздел 4.2]

· видеозапись лабораторных работ «Ионно-молекулярные реакции», «Водородный показатель» [Приложение к УМК: диск 3, работы 1 и 2]

Цель выполнения задания

· Усвоить характерные свойства водных растворов электролитов.

· Изучить условия, при которых в растворах электролитов происходят химические реакции, и научиться составлять уравнения ионно-молекулярных реакций двойного обмена.

· Ознакомиться с методикой определения рН растворов.

· Усвоить суть гидролиза солей.

Теоретические ведения

Отличительным свойством электролитов является их способность под действием полярных молекул растворителя распадаться (диссоциировать) на ионы ─ заряженные частицы. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.

Электролитическая диссоциация (разложение вещества на ионы) может записываться без участия молекул воды:

KCl → K+ + Cl¯.

Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные ─ анионами.

Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степенью и константой диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые продиссоциировали на ионы, к общему числу молекул электролита.

Для сильных электролитов (табл. 4.1) степень диссоциации равна единице, для слабых – значительно меньше единицы. Отсюда следует, что в растворах сильных электролитов вещество находится в виде ионов, в растворах слабых – в виде молекул и небольшого числа ионов, в неэлектролитах – в виде молекул.

Таблица 4.1

Сильные и слабые электролиты

Электролиты	Сильные	Слабые
Кислоты	HNO3, HCl, HBr, H2SO4 и другие	HNO2, H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, HF и другие
Основания	KOH, NaOH, Ba(OH)2 и другие	NH4OH, нерастворимые онования
Соли	Практически все соли	−

Примечание: к слабым электролитам относится также вода.

Процесс диссоциации сильных электролитов происходит в одну ступень. Слабые электролиты диссоциируют обратимо, причём многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют по ступеням.

С точки зрения теории электролитической диссоциации молекулы кислот в воде диссоциируют на ионы водорода Н+, точнее гидроксония Н3О+ (Н+·Н2О), и на анион (отрицательно заряженную частицу). Серная кислота диссоциирует:

H2SO4 → 2H+ + SO42ˉ.

Основания — это электролиты, которые диссоциируют на ионы гидроксила OHˉ и катиона (положительно заряженную частицу). Гидроксид натрия диссоциирует:

NaOH → Na+ + OHˉ.

Соли при диссоциации разлагаются на катионы и анионы. Нитрат кальция диссоциирует: Са(NO3)2 → Са2+ + 2NO3ˉ.

Диссоциация слабых электролитов протекает в малой степени, поэтому в растворе присутствуют недиссоциированные молекулы и небольшое число ионов. Диссоциацию слабых электролитов записывают как обратимый процесс и характеризуют константой диссоциации (табл. 4.2).

Двухосновные слабые кислоты и двухкислотные слабые основания диссоциируют в две ступени и имеют две константы диссоциации. Ступеней и констант диссоциации столько, какова валентность кислотного или основного многовалентного остатка.

Таблица 4.2

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах

Вещество	Константа диссоциации
КI	КII	КIII
HF	6,6 ∙ 10─4	─	─
HNO2	4,0 ∙ 10─4	─	─
H2S	1,1 ∙ 10─7	1,0 ∙ 10─14	─
H2SO3	1,6 ∙ 10─2	6,3 ∙ 10─8	─
H2CO3	4,5 ∙ 10─7	4,8 ∙ 10─11	─
H2SiO3	1,3 ∙ 10─10	2,0 ∙ 10─12	─
H3PO4	7,5 ∙ 10─3	6,3 ∙ 10─8	1,3 ∙ 10─12
NH4OH	1,8 ∙ 10─5	─	─
Cu(OH)2	─	3,4 ∙ 10─7	─
Fe(OH)2	─	1,3 ∙ 10─4	─
Fe(OH)3	─	1,8 ∙ 10─11	1,4 × 10─12
Zn(OH)2	4,4 ∙ 10─5	1,5 ∙ 10─9	─
Mg(OH)2	─	2,5 ∙ 10─3	─
Pb(OH)2	9,6 ∙ 10─4	3,0 ∙ 10─8	─

Константа электролитической диссоциации характеризует равновесие диссоциации только слабых электролитов. Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым является электролит.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов, как процесс обратимый, подчиняясь принципу Ле Шателье, увеличивается с разбавлением раствора, т. к. при добавлении растворителя происходит уменьшение концентрации ионов в растворе. Кроме того, электролитическая диссоциация происходит с поглощением теплоты, а поэтому возрастает при нагревании.

Пример 4.6. Степень диссоциации гидроксида аммония увеличится

□1) при разбавлении □2) при добавлении соляной кислоты

□3) при охлаждении □4) при добавлении хлорида аммония

Решение. Запишем схему электролитической диссоциации гидроксида аммония

NH4OH ↔ NH4+ + OH‾; ΔrН > 0.

В соответствии с принципом Ле Шателье при разбавлении, т. е. добавлении в раствор воды, концентрация растворённых частиц в растворе уменьшается, поэтому увеличивается диссоциация молекул на ионы.

Введение в раствор соляной кислоты, диссоциирующей с образованием ионов Н+: HCl → Н+ + Cl‾ приводит к уменьшению концентрации ионов OH‾ вследствие образования слабого электролита: Н+ + OH‾ → Н2О. Равновесие смещается вправо и степень диссоциации увеличивается.

Добавление хлорида аммония, увеличивающего концентрацию иона NH4+ за счёт диссоциации соли NH4Cl → NH4+ + Cl‾ равновесие смещается влево, т. е. степень диссоциации уменьшается.

Процесс электролитической диссоциации эндотермический и при охлаждении степень диссоциации уменьшается.

Правильные ответы 1 и 2.

Упражнение 4.6. Степень диссоциации уксусной кислоты увеличится

□1) при добавлении гидроксида натрия □2) при добавлении ацетата натрия

□3) при нагревании □4) при разбавлении

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Химическое взаимодействие в растворе электролита возможно в том случае, если ионы одного электролита с ионами другого образуют малорастворимые или малодиссоциирующие вещества (осадки или слабые электролиты) и газы.

В осадок выпадают малорастворимые или практически нерастворимые вещества (табл. 4.3).

Таблица 4.3

Растворимость солей кислот и оснований в воде

Катион

H+

K+, Na+

NH4+

Mg2+

Ca2+

Cu2+

Zn2+

Mn2+

Fe2+

Fe3+

AI3+

Ва2+

Анион

OH-

Р

Р

Н

М

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р

CI-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

NO3-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

S2-

Р

Р

Р

─

─

Н

Н

Н

Н

Н

─

─

SO32-

Р

Р

Р

М

М

─

М

Н

М

─

─

Н

SO42-

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

CO32-

Р

Р

Р

М

Н

Н

Н

─

Н

─

─

Н

HCO3–

Р

Р

Р

Р

Р

─

─

─

Р

Р

Р

Р

SiO32-

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

─

Н

Н

Н

Н

РО43─

Р

Р

─

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Примечание. Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое,