Химия (стр. 11 )

Наиболее распространенные способы выражения концентрации растворов:

Массовая доля – это масса вещества в 100 г раствора:

Молярная концентрация – это количество вещества в 1 л раствора:

Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) – это число эквивалентов вещества в 1 л раствора:

Растворимость – это способность одного вещества растворяться в другом при заданных условиях. Количественно она выражается коэффициентом растворимости, s. Он равен концентрации насыщенного раствора при данных условиях. В том случае, когда концентрация растворенного вещества меньше коэффициента растворимости, мы имеем дело с ненасыщенными растворами. В ряде случаев возможно получить пересыщенные растворы, однако они неустойчивы и легко выделяют избыток вещества, превращаясь в насыщенные растворы.

Растворимость веществ зависит от температуры и давления: для жидких и твердых веществ она увеличивается при повышении температуры, для газов – при понижении температуры и повышении давления.

Физико-химические процессы в растворах

Взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя может состоять из нескольких процессов, протекающих последовательно или одновременно.

1.  Молекулярная диссоциация:

(АВ)k k AB

2.  Взаимодействие с молекулами растворителя с образованием сольватов:

AB + (n+m)S AB × (n+m)S

3.  Электролитическая диссоциация – распад вещества на ионы:

AB × (n+m)S Ax+× nS + Bx-× mS

Если вещество при растворении не подвергается диссоциации, то это неэлектролит. Если вещество в процессе растворения распадается на ионы, то это электролит.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул (процесс диссоциации обратим). Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации:

a = Nдис / Nобщ = Сдис / Собщ,

где N – число молекул; С – концентрация электролита в растворе.

По величине степени диссоциации электролиты делятся на две группы:

Если a > 0,3 (30%), то такие электролиты называют сильными. К сильным электролитам относятся некоторые кислоты (HCl, H2SO4, HNO3, HClO4, HBr, HI), щелочи (растворимые в воде основания металлов, такие как NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 и др.) и практически все соли. В растворах сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы (диссоциация сильных электролитов необратимая и одноступенчатая):

Al2(SO4)3 2 Al3+ + 3 SO4

Если степень диссоциации электролита a < 3%, то электролиты называют слабыми. К слабым электролитам относятся молекулы воды, гидроксида аммония NH4OH, слабых кислот и оснований. Диссоциация слабых электролитов - процесс обратимый и ступенчатый, для него устанавливается состояние химического равновесия, которое характеризуется константой равновесия - константой диссоциации.

Например, диссоциация фосфорной кислоты - трехступенчатый процесс:

1 ступень: H3PO4H+ + H2PO4; K1 = =8×10-3

2 ступень: H2PO4H+ + HPO4; K2 = =6×10-8

3 ступень: HPO4H+ + PO4; K3 = =2×10-12

Суммарный процесс:

H3PO4 3H+ + PO4 ; K = = К1×К2×К3=1×10-21

[H+], [H2PO4], [HPO4], [PO4], [H3PO4] - равновесные концентрации ионов;

К1, К2, К3 - ступенчатые константы диссоциации;

К - общая константа диссоциации.

Обменные реакции в растворах происходят между ионами сильных электролитов и молекулами слабых электролитов. Равновесие реакций обмена в растворах смещено в сторону образования осадков, газов, молекул слабых электролитов.

В ионном виде реакции обмена записывают следующим образом:

- сильные растворимые в воде электролиты пишут в виде ионов;

- слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул:

2NaNO2 + H2SO4 Na2SO4 + 2HNO2

растворимая сильная растворимая слабая

в воде соль кислота в воде соль кислота

(реакция в молекулярном виде)

2Na+ + 2NO2+ 2H+ + SO42 2Na+ + SO42 + 2HNO2

(полное ионное уравнение реакции)

2NO2 + 2H+ 2HNO2

(сокращенное ионное уравнение реакции)

Свойства химических соединений в растворах определяются характером их диссоциации:

HCl H+ + Cl (кислоты при диссоциации дают ионы Н+);

NaOH Na+ + OH(основания при диссоциации дают ионы ОН-);

NaCl Na+ + Cl (cоли при диссоциации дают катионы металлов и анионы кислотных остатков).

Существуют электролиты, которые могут участвовать в химических реакциях как в роли основания, так и в роли кислоты. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся оксиды и основания некоторых металлов: цинка, алюминия, свинца, олова, хрома(III) и некоторых других. Эти оксиды и основания способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями, образуя в качестве продуктов реакции соли:

Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O

Al(OH)3 + 3NaOH Na3[Al(OH)6]

Sn(OH)2 + 2HCl SnCl2 + 2H2O

Sn(OH)2 + 2NaOH Na2SnO2 + 2H2O

Sn(OH)2 + 2NaOH Na2[Sn(OH)4]

Примеры решения задач

Пример 22. В двух литрах раствора содержится 98 г H2SO4. Определите молярную концентрацию раствора.

Решение. Определим количество растворенного вещества – n H2SO4:

n = 1 (моль), где М (H2SO4) = 98 (г/моль)

далее по формуле определяем молярную концентрацию:

СМ = 0,5 (моль/л).

Пример 23. Вычислите массы соли и воды, необходимые для приготовления 750 г 20%-ного раствора NH4Cl.

Решение. Масса растворенной соли составляет 20% от массы раствора:

m(NH4Cl) = = 150 (г)

масса растворителя – 80% от массы раствора:

m(растворителя) = = 600 (г).