Химическая теория растворов. Введение в общую химию. Основные направления в развитии теории растворов
Тема 7. Растворы. Дисперсные системы
Лекции 15-17 (6 ч)
Цель лекций: изучить основные положения сольватной (гидратная) теории растворения; общие свойства растворов (законы Рауля, Вант-Гоффа, осмотическое давление, уравнение Аррениуса); типы жидких растворов, дать определение растворимости; рассмотреть свойства слабых электролитов (константу растворимости, закон разбавление Оствальда, ионное произведение воды, рН среды, произведение растворимости); свойства сильных электролитов (теорию Дебая-Хюккеля, ионную силу раствора); дать классификацию дисперсных систем; рассмотреть устойчивость коллоидных растворов, коагуляцию, пептизацию, получение коллоидно-дисперсных систем и свойства коллоидно-дисперсных систем (молекулярно-кинетические, оптические и электро-кинетические).
Изучаемые вопросы:
7.1. Сольватная (гидратная) теория растворения.
7.2. Общие свойства растворов.
7.3. Типы жидких растворов. Растворимость.
7.4. Свойства слабых электролитов.
7.5. Свойства сильных электролитов.
7.6. Классификация дисперсных систем.
7.7. Получение коллоидно-дисперсных систем.
7.8. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция. Пептизация.
7.9. Свойства коллоидно-дисперсных систем.
Растворами называются гомогенные системы, состоящие из двух или более веществ, состав которых может меняться в довольно широких пределах, допустимых растворимостью. Всякий раствор состоит из нескольких компонентов: растворителя (А ) и растворенного вещества одного или нескольких (В ).
Компонент – это однородная по химическим свойствам часть термодинамической системы, которая может быть выделена из нее и существовать в свободном виде сколь угодно долго.
Растворитель – это компонент, концентрация которого выше концентрации других компонентов в растворе. Он сохраняет свое фазовое состояние при образовании растворов.
Любой раствор характеризуется такими свойствами, как плотность, температура кипения, температура замерзания, вязкость, поверхностное натяжение, давление растворителя над раствором, осмотическое давление и т. д. Эти свойства изменяются плавно при изменении давления, температуры, состава (концентрации). Концентрация раствора указывает количество вещества, которое содержится в определенном весовом количестве раствора или растворителя или в определенном объеме раствора. В химии применяются разнообразные способы выражения концентрации растворов:
Массовая доля растворенного вещества (процентная концентрация (w)) показывает число г растворенного вещества (m в ) в 100 г раствора (m р ), выражается в %:
Молярная концентрация (С) показывает число моль растворенного вещества (n) в 1 дм³ раствора (V):
Выражается в моль/дм³, например, С(1/1Н 2 SO 4) = 0,1 моль/дм³.
Молярная концентрация эквивалента – это число молей-эквивалентов растворенного вещества в 1 дм³ раствора (V):
Выражается в моль/дм³. Например, С(1/2Н 2 SO 4) = 0,1 моль/дм³; С(1/5 KМnO 4) = 0,02 моль/дм³.
Понятия эквивалент, фактор эквивалентности (например, f экв (HCl) = 1/1; f экв (Н 2 SO 4) = 1/2; f экв (Na 2 CO 3) = 1/2; f экв (KMnO 4) = 1/5) и молярная масса эквивалента (например, для карбоната натрия: M(1/2 Na 2 CO 3) = f экв M(Na 2 CO 3) = 1/2 M(Na 2 CO 3)) были рассмотрены во введении (параграф 2).
Моляльность (С m) показывает число моль (n) растворенного вещества в 1000 г растворителя (m р-ля):
Выражается в моль/кг растворителя, например С m (NaCl) = 0,05 моль/кг.
Мольная доля – это отношение числа молей вещества к сумме чисел молей в растворе:
где N А и N В – мольная доля растворителя и растворенного вещества, соответственно. Мольная доля, умноженная на 100 %, образует мольный процент, поэтому
N А + N В = 1. (7.6)
В практической работе важно уметь быстро переходить от одних единиц концентрации к другим, поэтому важно помнить, что
m р-ра = V р-ра ρ, (7.7)
где m р-ра – масса раствора, г; V р-ра – объем раствора, см 3 ; ρ – плотность раствора, г/ см 3 .
Процесс растворения является сложным физико-химическим процессом, в котором наиболее ярко проявляется взаимодействие между частицами (молекулами или ионами) различной химической природы.
На процессы растворения многих веществ, находящихся в различных агрегатных состояниях, большое влияние оказывает полярность молекул растворителя и растворенного вещества. Необходимо отметить, что подобное растворяется в подобном. В полярных растворителях (вода, глицерин) растворяются полярные молекулы (KCl, NH 4 Cl и т.д.); в неполярных растворителях (толуоле, бензине, и т.д.) растворяются неполярные молекулы (углеводороды, жиры и т.д.).
Современная теория растворения основана на физической теории Вант-Гоффа и С. Аррениуса и химической теории Д. И. Менделеева. Согласно этой теории процесс растворения состоит из трех стадий:
1) механическое разрушение связей между частицами растворенного вещества, например, разрушение кристаллической решетки соли (это физическое явление);
2) образование сольватов (гидратов) , т. е. нестойких соединений частиц растворенного вещества с молекулами растворителя (это химическое явление);
3) самопроизвольный процесс диффузии сольватированных (гидратированных) ионов по всему объему растворителя (это физический процесс). В растворе всякая заряженная частица (ион или полярная молекула) окружается сольватной оболочкой , которая состоит из ориентированных соответствующим образом молекул растворителя. Если растворителем является вода, то употребляется термин гидратная оболочка , а само явление носит название гидратация .
Процесс образования растворов сопровождается тепловым эффектом, который может быть как эндотермическим, так и экзотермическим. Первая стадия растворения всегда проходит с поглощением тепла, а вторая может проходить как с поглощением, так и с выделением тепла. Следовательно суммарный тепловой эффект растворения зависит от теплового эффекта образования сольватов (гидратов). Соединения молекул или ионов растворяемого вещества с молекулами растворителя осуществляется, главным образом, за счет водородной связи, или же вследствие электростатического взаимодействия полярных молекул веществ. Состав сольватов (гидратов) меняется в зависимости от температуры и концентрации растворяемого вещества. С их повышением число молекул растворителя входящего в сольват (гидрат) уменьшается. Таким образом, растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями.
Теория растворов еще не позволяет в любом случае предсказывать свойства растворов по свойствам их компонентов. Объясняется это чрезвычайно большим разнообразием и сложностью взаимодействий между молекулами растворителя и частицами растворенного вещества. Структура растворов, как правило, бывает значительно сложнее строения его отдельно взятых компонентов.
По агрегатному состоянию все растворы делятся на три группы: растворы газов в газах или газовые смеси; жидкие растворы; твердые растворы (сплавы металлов). В дальнейшем будут рассматриваться только жидкие растворы.
Выше показано, что реакция чистой воды является нейтральной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют, соответственно, кислую (рН < 7) и щелочную (рН > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию - причиной этого является гидролиз солей. Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль), и основание (или основная соль), называется гидролизом солей. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов: 1. Соли сильного основания и сильной кислоты (например, KBr, NаNО3) при растворении в воде не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию….
Хорошо 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. 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 на 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,…
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+, Аl3+ и т.д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы (NО3—, SO2-4, РОЗ-4и т.д.). 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,…
Существенным является вопрос о механизме электролитической диссоциации. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. 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 ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При…
С 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 Н3РО4 Н+ + Н2РО—4(первая ступень) Н2РО—4 Н+ + НРO2-4 (вторая ступень) НРО2-4 Н+ PОЗ—4 (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 Н3РО4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н2РО2-4, НРО2-4 и РО3-4. Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например: KOH K+ + OH—;…
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 альфа α). Степень диссоциации — это отношение числа распавшихся на ионы молекул N’ к общему числу растворенных молекул N: Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 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. С уменьшением концентрации электролита,…
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, малорастворимые (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….
КH2O = 1.10-4 Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры. При диссоциации воды на каждый ион Н+ образуется один ион ОН—, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н+] = [ОН—]. Используя значение ионного произведения воды, находим: = [ОН—] = моль/л. Таковы концентрации ионов Н+ и ОН—…
1.2 ОСНОВНЫЕ НАПРАВЛЕНИЯ В РАЗВИТИИ ТЕОРИИ РАСТВОРОВ
Физическая теория растворов. Развитие взглядов на природу растворов с древних времен было связано с общим ходом развития науки и производства, а также с философскими представлениями о причинах химического сродства между различными веществами. В 17 и в первой половине 18в. широкое распространение в области естественных наук и философии получила корпускулярная теория растворов. В этой теории процесс растворения рассматривался как механический процесс, когда корпускулы растворителя входят в поры тел и отрывают частицы растворяемого вещества, которые занимают поры растворителя образуя единый раствор. Такие представления первоначально удовлетворительно объяснили тот факт, что данный растворитель может растворять не все вещества, а только некоторые.
В начале 19в. создаются предпосылки для развития физической теории растворов, которая явилась обобщением ряда исследований. Физическая теория растворов, возникшая главным образом на основе работ Я. Вант-Гоффа, С.Аррениуса и В. Оствальда, опиралась на экспериментальное изучение свойств разбавленных растворов (осмотическое давление, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания раствора, понижение давления пара над раствором), зависящие главным образом от концентрации растворенного вещества, а не от его природы. Осмос -это самопроизвольное проникновение растворителя в раствор, отдаленный от него полупроницаемой перегородкой, через которую может поступать растворитель, не может, проходит растворенное вещество.
Раствор и растворитель, разделенные полупроницаемой перегородкой можно рассматривать как две фазы. Равновесие растворителя по обе стороны от перегородки выражается равенством его химического потенциала в растворе (к которому приложено дополнительное давление)и химического потенциала чистого растворителя .
Количественные законы (Вант-Гоффа, Рауля) были интерпретированы в продолжении,что в разбавленных растворах молекулы растворенного вещества подобны молекулам идеального газа. Отступление от этих законов,наблюдаемые для растворов электролитов, были объяснены на основе теории электролитической диссоциации С.Аррениуса.
Аналогия между сильно разбавленными растворами и газами многим ученым показалась столь убедительной,что они стали рассматривать процесс растворения как физический акт. С точки зрения этих ученых растворитель является только средой, в которую могут диффундировать частицы растворенного вещества. Простота представлений физической теории растворов и успешное применение ее для объяснения многих свойств растворов обеспечили быстрый успех этой теории .
Химическая теория растворов. Д.И. Менделеев и его последователи рассматривали процесс образования раствора как разновидность химического процесса, для которого характерно взаимодействие между частицами компонентов. Д.И. Менделеев рассматривал растворы как системы,образованные частицами растворителя,растворенного вещества и неустойчивых химических соединений,которые образуются между ними и находятся в состояние частичной диссоциации. Д.И. Менделеев отмечал, что процессы,протекающие в растворе,имеют динамический характер и на необходимость использования всей суммы физических и химических сведений о свойствах частиц, образующих раствор,подчеркивал, что все компоненты раствора равноправны и без учета свойств и состояний каждого из них нельзя дать полной характеристики системы в целом. Большое значение ученый придавал изучению свойств растворов как функции температуры,давления,концентрации; он впервые высказал мысль о необходимости изучения свойств растворов в смешанных растворителях. Развивая учение Д.И. Менделеева, сторонники химического взгляда на природу растворов указали, что частицы растворенного вещества движутся не в пустоте, а в пространстве, занятом частицами растворителя, с которыми они взаимодействуют, образуя сложные,различные по устойчивости соединения. Развитием теории Д.И.Менделеева является полиэдрическая теория образования растворов, согласно которой в жидкости из однородных и разнородных молекул создаются элементарные пространственные группы-полиэдры. Однако химическая теория не может объяснить механизм образования идеальных растворов, отклонения в свойствах реальных растворов от свойств идеальных растворов.
Развитие химической теории растворов шло в нескольких направлениях объединенных единой идеей о взаимодействии растворителя с растворенным веществом. Эти исследования касались нахождения определенных соединений в растворе на основе изучения диаграмм свойство- состав, изучения давления пара над растворами, распределения веществ между двумя растворителями, изучения термохимии растворов. Работы по определению соединений в растворах были связаны с большими трудностями, так как прямым опытом было невозможно доказать существование сложных соединений (гидратов) в водных растворах, поскольку они находятся в состояние диссоциации, и попытки выделить их из растворов в неразложенном виде заканчивались неудачей. Большое значение для подтверждения химической теории растворов имели термодинамические исследования. На многих системах было показано, что при образовании раствора наблюдается охлаждение или нагревание системы,что объясняли химическими взаимодействием между компонентами. Химическую природу процесса растворения подтверждали и исследования давления пара над раствором, и изучение распределения веществ между двумя растворителями.
К началу 20 в. накопился обширный экспериментальный материал, показывающий, что растворы являются сложными системами, в которых наблюдается явление ассоциации, диссоциации, комплексообразования, и при их изучении необходимо учитывать все виды взаимодействия между частицами, имеющимися и образующимися в растворе.
В связи с большим разнообразием растворов для объяснения их природы и свойств используются представления и физической и химической теории растворов .
Адсорбция в химии
Концепции современного естествознания (химическая составляющая)
Основные законы химии и стехиометрические расчеты
Количественное (по массе или объему) изучение многих реакций и объяснение результатов эксперимента приводит к стехиометрическим законам. Основной физической величиной в химии является количество вещества. С 1 января 1963 г...
Основные физико-химические закономерности получения пленок из растворов полимеров
Полимеры в растворах, особенно концентрированных, образуют структуры, форма и размер которых зависят как от характера взаимодействия полимера с растворителем, так и от условий, в которых находится раствор (температура...
Поиск оптимального содержания пигмента в покрытиях на основе алкидного лака ПФ-060
Проводимые на кафедре "Химическая технология лаков, красок и лакокрасочных покрытий" исследования, цель которых поиск новых эффективных малотоксичных противокоррозионных пигментов...
Получение биогаза
Достаточно высокое содержание метана в биогазе, а следовательно, и высокая теплота сгорания, предоставляют широкие возможности применения биогаза...
Получение диметилового эфира дегидратацией метанола на АlPO4 +SiO2 катализаторах
В химической отрасли водород главным образом используется для синтеза метанола и аммиака. Остальная доля водорода приходящаяся на эту отрасль, используется в прочих химических производствах: например...
Получение диметилового эфира дегидратацией метанола на АlPO4 +SiO2 катализаторах
Наиболее крупнотоннажными процессам использования монооксида углерода является гидроформирование олефинов, карбонилирование метанола с получением уксусной кислоты, синтез непредельных и разветвленных карбоновых кислот...
Получение диметилового эфира дегидратацией метанола на АlPO4 +SiO2 катализаторах
Диметиловый эфир в настоящее время используется главным образом как безвредный для окружающей среды наполнитель аэрозольных баллончиков...
Роль Менеделеева в развитии мировой науки
Д.И. Менделеев писал, что есть четыре предмета, составивших его имя: три научных открытия (периодический закон, химическая теория растворов и изучение упругости газов), а также «Основы химии» - учебник-монография, равного которому, пожалуй...
Теории и термодинамика образования растворов полимеров
При рассмотрении теорий не будет делаться акцент на математических выкладках, а лишь остановлюсь на основных моментах: основные допущения и параметры, вид ключевых уравнений, достоинства и недостатки теорий. Из всего массива...
Физико-химические основы хроматографического процесса
В задачу теории хроматографии входит установление законов движения и размытия хроматографических зон. Основными факторами, положенными в основу классификации теорий хроматографии...
Характеристика процесса адсорбции
Единой теории, которая достаточно корректно описывала бы все виды адсорбции на разных поверхностях раздела фаз, не имеется; рассмотрим поэтому некоторые наиболее распространенные теории адсорбции...
Химия комплексных соединений элементов подгруппы хрома
Подобно тому как развитие химии было задержано флогистонной теорией, а развитие органической химии - представлениями о «жизненной силе»...
|
В результате изучения данной темы вы узнаете:
В результате изучения данной темы вы научитесь:
Учебные вопросы: |
9.1. Растворы и их классификация
Растворами называют гомогенные системы, в которых одно вещество распределено в среде другого (других) веществ.
Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ). Эти понятия условны. Если одним из составляющих растворов веществ является жидкость, а другими - газы или твердые вещества, то растворителем обычно считают жидкость. В других случаях растворителем считают тот компонент, которого больше.
Газообразные, жидкие и твердые растворы
В зависимости от агрегатного состояния
растворителя различают газообразные, жидкие и твердые
растворы. Газообразным раствором является, например, воздух и другие смеси газов. Морская вода - наиболее распространенный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твердым растворам принадлежат многие металлические сплавы.
Истинные и коллоидные растворы
По степени дисперсности
различают истинные и коллоидные растворы
(коллоидные системы). При образовании истинных растворов растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов. Размер частиц в таких растворах равен 10 –7 - 10 –8 см. Коллоидные растворы относятся к гетерогенным системам, в которых частицы одного вещества (дисперсная фаза) равномерно распределены в другом (дисперсионная среда). Размер частиц в дисперсных системах находится в пределах от 10 –7 см до 10 –3 и более см. Следует отметить, что здесь и далее везде мы будем рассматривать истинные растворы.
Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы
Процесс растворения связан с диффузией, т. е. с самопроизвольным распределением частиц одного вещества между частицами другого. Так, процесс растворения твердых веществ, имеющих ионное строение, в жидкостях можно представить следующим образом: под влиянием растворителя разрушается кристаллическая решетка твердого вещества, а ионы распределяются равномерно по всему объему растворителя. Раствор останется ненасыщенным до тех пор, пока в него может переходить еще некоторое количество вещества.
Раствор, в котором вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в состоянии равновесия с твердой фазой растворяемого вещества, называется насыщенным . Растворимость данного вещества равна его концентрации в насыщенном растворе. При строго определенных условиях (температура, растворитель) растворимость есть величина постоянная.
Если растворимость вещества увеличивается с ростом температуры, то охлаждая насыщенный при более высокой температуре раствор, можно получить пересыщенный
раствор, т.е. такой раствор, концентрация вещества в котором выше концентрации насыщенного раствора (при данных температуре и давлении). Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Легкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристаллов вещества, находящегося в растворе, вызывает кристаллизацию избытка растворенного вещества, и раствор становится насыщенным.
Разбавленные и концентрированные растворы
Не следует путать ненасыщенный и насыщенный растворы с разбавленным и концентрированным. Понятия разбавленный и концентрированный растворы – относительные и между ними нельзя провести четкой границы. Они определяют соотношение между количествами растворенного вещества и растворителя. В общем случае, разбавленные растворы – это растворы, содержащие небольшие количества растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя, концентрированные – с большим содержанием растворенного вещества.
Например, если при 20 o С растворить в 100 г воды 25 г NaCl, то полученный раствор будет концентрированным, но ненасыщенным, поскольку растворимость хлорида натрия при 20 o С составляет 36 г в 100 г воды. Максимальная масса AgI, которая растворяется при 20 o С в 100 г Н 2 О равна 1,3·10 –7 г. Полученный при этих условиях раствор AgI будет насыщенным, но очень разбавленным.
9.2. Физическая и химическая теория растворов; тепловые явления при растворении
Физическая теория растворов была предложена В. Оствальдом (Германия) и С. Аррениусом (Швеция). Согласно этой теории частицы растворителя и растворенного вещества (молекулы, ионы) равномерно распределяются по всему объему раствора вследствие процессов диффузии. При этом между растворителем и растворенным веществом отсутствует химическое взаимодействие.
Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов.
Русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский объединили представления Оствальда, Аррениуса и Менделеева, заложив тем самым основу современной теории растворов. Согласно современной теории в растворе могут существовать не только частицы растворенного вещества и растворителя, но и продукты физико-химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем – сольваты. Сольваты – это неустойчивые соединения переменного состава. Если растворителем является вода, их называют гидратами . Сольваты (гидраты) образуются за счет ион-дипольного, донорно-акцепторного взаимодействий, образования водородных связей и т.д. Например, при растворении NaCl в воде между ионами Na + , Cl – и молекулами растворителя возникает ион-дипольное взаимодействие. Образование гидратов аммиака при его растворении в воде происходит за счет образования водородных связей.
Гидратная вода иногда настолько прочно связывается с растворенным веществом, что выделяется вместе с ним из раствора. Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами , а вода, входящая в состав таких кристаллов, называется кристаллизационной . Примерами кристаллогидратов является медный купорос CuSO 4 ·5H 2 O, алюмокалиевые квасцы KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O.
Тепловые эффекты при растворении
В результате изменения структуры веществ при переходе их из индивидуального состояния в раствор, а также в результате происходящих взаимодействий изменяются свойства системы. На это указывают, в частности, тепловые эффекты растворения. При растворении происходят два процесса: разрушение структуры растворяемого вещества и взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Взаимодействие растворенного вещества с растворителем называется сольватацией. На разрушение структуры растворяемого вещества затрачивается энергия, а взаимодействие частиц растворенного вещества с частицами растворителя (сольватация) – процесс экзотермический (идет с выделением теплоты). Таким образом, процесс растворения может быть экзотермическим или эндотермическим, в зависимости от соотношения этих тепловых эффектов. Например, при растворении серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, т.е. выделение теплоты, а при растворении нитрата калия – сильное охлаждение раствора (эндотермический процесс) .
9.3. Растворимость и ее зависимость от природы веществ
Растворимость – наиболее изученное свойство растворов. Растворимость веществ в различных растворителях колеблется в широких пределах. В табл. 9.1 приведена растворимость некоторых веществ в воде, а в табл. 9.2 – растворимость йодида калия в различных растворителях.
Таблица 9.1
Растворимость некоторых веществ в воде при 20 o С
Вещество |
Вещество |
Растворимость, г на 100 г H 2 O |
|
Таблица 9.2
Растворимость иодида калия в различных растворителях при 20 o С
Растворимость зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от внешних условий (температуры, давления). В используемых в настоящее время справочных таблицах предлагается подразделять вещества на хорошо растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Такое деление не совсем правильно, поскольку абсолютно нерастворимых веществ нет. Даже серебро и золото растворимы в воде, однако их растворимость крайне незначительна. Поэтому в данном пособии мы будем использовать лишь две категории веществ: хорошо растворимые и малорастворимые . Наконец неприменимо для интерпретации растворимости понятия “легко” и “трудно” растворимый, поскольку эти термины характеризуют кинетику процесса растворения, а не его термодинамику.
Зависимость растворимости от природы растворенного вещества и растворителя
В настоящее время нет теории, с помощью которой можно было бы не только вычислить, но даже и предсказывать растворимость. Это объясняется отсутствием общей теории растворов.
Растворимость твердых веществ в жидкостях зависит от типа связи в их кристаллических решетках. Например, вещества с атомными кристаллическими решетками (углерод, алмаз и др.) мало растворимы в воде. Вещества с ионной кристаллической решеткой, как правило, хорошо растворимы в воде.
Правило, установленное из многовекового опыта исследования растворимости гласит: “подобное хорошо растворяется в подобном”. Вещества с ионным или полярным типом связи хорошо растворяются в полярных растворителях. Например, соли, кислоты, спирты хорошо растворимы в воде. В то же время неполярные вещества, как правило, хорошо растворяются в неполярных растворителях.
Для неорганических солей характерна различная растворимость в воде.
Так, большинство солей щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Хорошо растворимы нитраты, нитриты и галогениды (кроме галогенидов серебра, ртути, свинца и таллия) и сульфаты (кроме сульфатов щелочноземельных металлов, серебра и свинца). Для переходных металлов характерна небольшая растворимость их сульфидов, фосфатов, карбонатов и некоторых других солей.
Растворимость газов в жидкостях также зависит от их природы. Например, в 100 объемах воды при 20 o С растворяется 2 объема водорода, 3 объема кислорода. В тех же условиях в 1 объеме Н 2 О растворяется 700 объемов аммиака. Такую большую растворимость NH 3 можно объяснить его химическим взаимодействием с водой.
Влияние температуры на растворимость газов, твердых веществ и жидкостей
При растворении газов в воде вследствие гидратации молекул растворяемого газа выделяется теплота. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье при повышении температуры растворимость газов понижается.
Температура различным образом влияет на растворимость твердых веществ в воде. В большинстве случаев растворимость твердых веществ возрастает с повышением температуры. Например, растворимость нитрата натрия NaNO 3 и нитрата калия КNO 3 при нагревании увеличивается (процесс растворения протекает с поглощением теплоты). Растворимость NaCl при увеличении температуры возрастает незначительно, что связано с почти нулевым тепловым эффектом растворения поваренной соли. Растворимость гашеной извести в воде с повышением температуры уменьшается, поскольку энтальпия гидратации преобладает над величиной Δ Н разрушения кристаллической решетки этого соединения, т.е. процесс растворения Ca(OH) 2 экзотермичен.
В большинстве случаев взаимная растворимость жидкостей также возрастает с повышением температуры.
Влияние давления на растворимость газов, твердых веществ и жидкостей
На растворимость твердых и жидких веществ в жидкостях давление практически не оказывает влияния, так как изменение объема при растворении невелико. При растворении газообразных веществ в жидкости происходит уменьшение объема системы, поэтому повышение давления приводит к увеличению растворимости газов. В общем виде зависимость растворимости газов от давления подчиняется закону У. Генри (Англия, 1803 г.): растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорциональна его давлению над жидкостью .
Закон Генри справедлив лишь при небольших давлениях для газов, растворимость которых сравнительно невелика и при условии отсутствия химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителем.
Влияние посторонних веществ на растворимость
В присутствии в воде других веществ (солей, кислот и щелочей) растворимость газов уменьшается. Растворимость газообразного хлора в насыщенном водном растворе поваренной соли в 10 раз меньше. Чем в чистой воде.
Эффект понижения растворимости в присутствии солей называется высаливанием . Понижение растворимости обусловлено гидратацией солей, что вызывает уменьшение числа свободных молекул воды. Молекулы воды, связанные с ионами электролита, уже не являются растворителем для других веществ.
9.4. Концентрация растворов
Существуют различные способы численного выражения состава растворов: массовая доля растворенного вещества, молярность, титр и др.
Массовая доля – это отношение массы растворенного вещества m к массе всего раствора. Для бинарного раствора, состоящего из растворенного вещества и растворителя:
где ω – массовая доля растворенного вещества, m – масса растворенного вещества, M – масса растворителя. Массовую долю выражают в долях от единицы или в процентах. Например, ω = 0,5 или ω = 50%.
Следует помнить, что только масса является аддитивной функцией (масса целого равна сумме масс составляющих). Объем раствора не подчиняется этому правилу.
Молярная концентрация или молярность – это количество растворенного вещества в 1 литре раствора:
где C – молярная концентрация растворенного вещества X, моль/л; n – количество растворенного вещества, моль; V – объем раствора, л.
Молярная концентрация обозначается числом и буквой “М”, например: 3М КОН. Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль вещества, то он называется децимолярным, 0,01 моль – сантимолярным, 0,001 моль – миллимолярным.
Титр – это число граммов растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора, т.е.
где T – титр растворенного вещества, г/мл; m – масса растворенного вещества, г; V – объем раствора, мл.
Мольная доля растворенного вещества – безразмерная величина, равная отношению количества растворенного вещества n к общему количеству растворенного вещества n и растворителя n" :
,
где N – мольная доля растворенного вещества, n – количество растворенного вещества, моль; n" – количество вещества растворителя, моль.
Мольный процент представляет собой соответствующую долю, умноженную на 100%.
9.5. Электролитическая диссоциация
Вещества, молекулы которых в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток.
Вещества, молекулы которых в растворах или расплавах на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и почти все соли, к неэлектролитам – многие органические соединения, например, спирты, эфиры, углеводы, и т.д.
В 1887 г. шведский ученый С. Аррениус выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой при растворении электролитов в воде происходит их распад на положительно и отрицательно заряженные ионы.
Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому при написании уравнений реакции диссоциации электролитов в особенности в концентрированных растворах ставят знак обратимости . Например, диссоциацию хлорида калия в концентрированном растворе следует записывать в виде:
КС1 К + + С1 – .
Рассмотрим механизм электролитической диссоциации. Легче всего в полярных растворителях диссоциируют вещества с ионным типом связи. При их растворении, например, в воде полярные молекулы Н 2 О притягиваются своими положительными полюсами к анионам, а отрицательными полюсами – к катионам. В результате связь между ионами ослабевает, и электролит распадается на гидратированные ионы, т.е. ионы, связанные с молекулами воды. Аналогичным образом диссоциируют электролиты, образованные молекулами с ковалентной полярной связью (НС1, НBr, H 2 S).
Таким образом, гидратация (сольватация) ионов является основной причиной диссоциации. В настоящее время общепринято считать, что в водном растворе большинство ионов гидратировано. Например, ион водорода Н + образует гидрат состава Н3О + , который называется ионом гидроксония. Помимо Н 3 О + в растворе имеются также ионы Н 5 О 2 + (Н 3 О + ·Н 2 О), Н 7 О 3 + (Н 3 О + ·2Н 2 О) и Н 9 О 4 + (Н 3 О + ·3Н 2 О). При составлении уравнений процессов диссоциации и написании уравнений реакций в ионной форме для упрощения записи ион гидроксония Н 2 О + обычно заменяют на негидратированный ион Н + . Следует, однако, помнить, что эта замена условна, поскольку в водных растворах протон не может существовать, поскольку практически мгновенно протекает реакция:
Н + + Н 2 О = Н 3 О + .
Поскольку не установлено точное число молекул воды, связанных с гидратированными ионами, при написании уравнений реакции диссоциации используются символы негидратированных ионов:
СН3СООН СН3СОО – + Н + .
9.6. Степень диссоциации; ассоциированные и неассоциированные электролиты
Количественной характеристикой диссоциации электролита на ионы в растворе является степень диссоциации. Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N" к общему числу растворенных молекул N:
Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, то электролит полностью распадается на ионы. Согласно современным представлениям теории растворов электролиты делятся на две группы: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные).
Для неассоциированных (сильных) электролитов в разбавленных растворах α = 1 (100%), т.е. в растворах они существуют исключительно в виде гидратированных ионов.
Ассоциированные электролиты можно условно разделить на три группы:
слабые электролиты существуют в растворах в основном в виде недиссоциированных молекул; степень их диссоциации невелика;
ионные ассоциаты образуются в растворах в результате электростатического взаимодействия ионов; как выше уже отмечалось, ассоциация имеет место в концентрированных растворах хорошо диссоциирующих электролитов; примерами ассоциатов являются ионные пары (К + Cl – ,СаС1 +), ионные тройники (K 2 Cl + , KCl 2 –) и ионные квадруполи (K 2 Cl 2 , KCl 3 2– , K 3 Cl 2 +);
ионные и молекулярные комплексы , (например, 2+ , 3–) которые незначительно диссоциируют в воде.
Характер диссоциации электролита зависит от природы растворенного вещества и растворителя, концентрации раствора, температуры. Иллюстрацией этому положению может служить поведение хлорида натрия в различных растворителях, табл. 9.3.
Таблица 9.3
Свойства хлорида натрия в воде и в бензоле при различных концентрациях и температуре 25 o С
К сильным электролитам в водных растворах относятся большинство солей, щелочи, ряд минеральных кислот (НС1, HBr , НNО 3 , H 2 SO 4 , НС1O 4 и др.). К слабым электролитам принадлежат почти все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты, например, H 2 S, HCN, H 2 CO 3 , HСlO и вода.
Диссоциация сильных и слабых электролитов
Уравнения диссоциации сильных электролитов в разбавленных водных растворах можно представить следующим образом:
HCl = H + + Cl – ,
Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH – ,
K 2 Cr 2 O 7 = 2K + + Cr 2 O 7 2– .
Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита можно поставить и знак обратимости, но тогда указывается, что a 1. Например:
NaOH Na + + OH – .
Процесс диссоциации ассоциированных электролитов обратим, поэтому в уравнения их диссоциации необходимо обязательно поставить знак обратимости:
HCN H + + CN – .
NH 3 ·H 2 O NH 4 + + OH – .
Диссоциация ассоциированных многоосновных кислот происходит ступенчато:
H 3 РO 4 H + + НРO 4 – ,
Н 2 РO 4 H + + НРO 4 2– ,
НРO 4 2– H + + РO 4 3– ,
Диссоциация образованных слабыми кислотами кислых солей и основных солей, образованных сильными кислотами в разбавленных растворах происходит следующим образом. Первый этап характеризуется степенью диссоциации, близкой к единице:
NaНCO 3 = Na + + НCO 3 – ,
Cu(OH)Cl = Cu(OH) + + Cl – .
Степень диссоциации для второго этапа много меньше единицы:
НCO 3 Н + + CO 3 2– ,
Cu(OH) + Cu 2+ + ОН – .
Очевидно, что с увеличением концентрации раствора степень диссоциации ассоциированного электролита уменьшается.
9.7. Реакции ионного обмена в растворах
Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов происходят не между молекулами, а между ионами. Для отражения сущности таких реакций используют так называемые ионные уравнения. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться следующими правилами:
Малорастворимые и мало диссоциированные вещества, а также газы записываются в молекулярной форме.
Сильные электролиты, практически полностью диссоциированные в водном растворе, записывают в виде ионов.
Сумма электрических зарядов в правой и левой частях ионного уравнения должна быть равной.
Рассмотрим эти положения на конкретных примерах.
Запишем два уравнения реакций нейтрализации в молекулярной форме:
KOH + HCl = KCl + H 2 O, (9.1)
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O. (9.2)
В ионной форме уравнения (9.1) и (9.2) имеют следующий вид:
K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H 2 O, (9.3)
2Na + + 2OH – + 2H + + SO 4 2– = 2Na + + SO 4 2– + 2H 2 O. (9.4)
Сократив одинаковые ионы в обеих частях уравнений (9.3) и (9.4), преобразуем их в одно сокращенное ионное уравнение взаимодействия щелочи с кислотой:
Н + + ОН – = Н 2 О.
Таким образом, сущность реакции нейтрализации сводится к взаимодействию ионов Н + и ОН – , в результате которого образуется вода.
Реакции между ионами в водных растворах электролитов протекают практически до конца, если в реакции образуются осадок, газ или слабый электролит (например, Н 2 О).
Рассмотрим теперь реакцию между растворами хлорида калия и нитрата натрия:
KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9.5)
Поскольку образующиеся вещества хорошо растворимы в воде и не удаляются из сферы реакции, то реакция обратима. Ионное уравнение реакции (9.5) запишется следующим образом:
K + + Cl – + Na + + NO 3 – K + + NO 3 – + Na + + Cl – . (9.6)
С точки зрения теории электролитической диссоциации данная реакция не идет, поскольку в растворе все растворимые вещества присутствуют исключительно в виде ионов, уравнение (9.6). Но если смешать горячие насыщенные растворы KCl и NaNO 3 , то выпадет осадок NaCl. Это связано с тем, что при температуре 30 o С и выше самая низкая растворимость среди рассматриваемых солей наблюдается у хлорида натрия. Таким образом, на практике следует учитывать, что процессы, обратимые в одних условиях (в случае разбавленных растворов), становятся необратимыми при каких–то иных условиях (горячие насыщенные растворы).
Частным случаем реакции обмена в растворах является гидролиз.
9.8. Гидролиз солей
Опыт показывает, что не только кислоты и основания, но и растворы некоторых солей имеют щелочную или кислую реакцию. Изменение реакции среды происходит в результате гидролиз а растворенного вещества. Гидролиз – это обменное взаимодействие растворенного вещества (например, соли) с водой.
Электролитическая диссоциация солей и воды является причиной гидролиза. Гидролиз происходит в тех случаях, когда ионы, образующиеся при диссоциации соли, способны оказывать сильное поляризующее действие на молекулы воды (катионы) или давать с ними водородные связи (анионы), что приводит образованию малодиссоциированных электролитов.
Уравнения гидролиза солей принято записывать в ионной и молекулярной формах, при этом необходимо учитывать правила написания ионных уравнений реакций обмена.
Прежде чем приступить к рассмотрению уравнений реакций гидролиза, необходимо отметить, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaNO 3 , ВаCl 2 , Na 2 SO 4), при растворении в воде гидролизу не подвергаются. Ионы таких солей не образуют с Н 2 О слабых электролитов, и растворы этих солей имеют нейтральную реакцию.
Различные случаи гидролиза солей
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , например, CH 3 COONa, Na 2 CO 3 , Na 2 S, KCN гидролизуются по аниону. В качестве примера рассмотрим гидролиз CH 3 COONa, приводящий к образованию малодиссоциирующей уксусной кислоты:
СН3СОО – + НОН СН 3 СООН + ОН – ,
СН3СООNa + НОН СН 3 СООН + NaОН.
Поскольку в растворе появляется избыток гидроксид ионов, то раствор принимает щелочную реакцию.
Гидролиз солей многоосновных кислот протекает ступенчато, и при этом образуются кислые соли, точнее, анионы кислых солей. Например, гидролиз Na 2 CO 3 может быть выражен уравнениями:
1 ступень:
CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – ,
Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.
2 ступень
HCO 3 – + HOH H 2 CO 3 + OH – ,
NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.
Образующиеся в результате гидролиза по первой ступени ионы ОН- в значительной степени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате гидролиз по второй ступени протекает в незначительной степени.
2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , например, NH 4 Cl, FeCl 3 , Al 2 (SO 4) 3 гидролизуются по катиону. Примером служит процесс
NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + ,
NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.
Гидролиз обусловлен образованием слабого электролита - NH 4 OH (NH 3 ·H 2 O). В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается, и в растворе появляется избыток ионов Н + . Таким образом, раствор NH 4 Cl будет проявлять кислую реакцию.
При гидролизе солей, образованных многокислотными основаниями, образуются основные соли, точнее, катионы основных солей. Рассмотрим в качестве примера гидролиз хлорида железа (II):
1 ступень
Fe 2+ + HOH FeOH + + H + ,
FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.
2 ступень
FeOH + + HOH Fe(OH) 2 + H + ,
FeOHCl + HOH Fe(OH) 2 + HCl.
Гидролиз по второй ступени протекает незначительно в сравнении с гидролизом по первой ступени и содержание в растворе продуктов гидролиза по второй ступени очень мало.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , например, CH 3 COONH 4 , (NH 4) 2 CO 3 , HCOONH 4 , гидролизуются и по катиону, и по аниону. Например, при растворении в воде СH 3 COONH 4 образуются малодиссоциирующие кислота и основание:
СH 3 COO – + NH 4 + + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH,
СH3COONH 4 + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH.
В этом случае реакция раствора зависит от силы образующихся в результате гидролиза слабых кислоты и основания. Поскольку в рассматриваемом примере СH 3 COOH и NH 4 OH примерно равны по силе, то раствор соли будет нейтральным.
При гидролизе HCOONH 4 реакция раствора будет слабокислой, поскольку муравьиная кислота сильнее уксусной.
Гидролиз ряда солей, образованных очень слабыми основаниями и слабыми кислотами, например, сульфида алюминия, протекает необратимо:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.
4. Ряд обменных реакций в растворах сопровождаются гидролизом и протекают необратимо.
А) При взаимодействии растворов солей двухвалентных металлов (кроме кальция, стронция, бария и железа) с водными растворами карбонатов щелочных металлов в результате частичного гидролиза в осадок выпадают основные карбонаты:
2MgSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4 ,
3 Pb(NO 3) 2 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O = Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3 .
Б) При смешении водных растворов трехвалентных алюминия, хрома и железа с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов не образуются карбонаты и сульфиды трехвалентных металлов – протекает их необратимый гидролиз и в осадок выпадают гидроксиды:
2AlCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl,
2Cr(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaNO 3 .
Физическая теория растворов (Вант – Гофф, Аррениус – ученые внесшие вклад в развитие) рассматривала, растворитель, как инертную среду и приравнивала растворы к простым механическим смесям.
Недостатки теории: а) не объясняла энергетический эффект растворителя; б) не объясняла изменения объема в процессе растворения; в) не объясняла изменение окраски в процессе растворения
Химическая теория растворов (Д.И.Менделеев) Растворы рассматривались, как химические соединения. Однако, в растворах нет строгого соотношения между веществом и растворителем, т.е. растворы не подчиняются закону постоянства состава. Кроме того в свойствах растворов можно обнаружить многие свойства, его отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химического соединения.
Физико-химическая теория растворов (Каблуков) С этой точки зрения растворы занимают промежуточное положение, между механическими смесями и химического соединения.
Процесс растворения тесно связан с диффузией, под влияние растворителя от поверхности твердого вещества, постепенно отрываются молекулы или ионы и в растворе диффузий распределяются по всему объему растворителя. С поверхности затем снимается новый слой молекул и т.д. Перешедшие в растворе ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. В общем случае любого растворителя эти соединения называют сольватами ионов. Одновременно происходит обратный процесс выделения молекул из раствора. Обратный процесс тем больше, чем выше концентрация раствора при динамическом равновесии, сколько молекул растворяются, столько же выделяется из раствора.
5.Гидролиз растворов солей. Степень гидролиза и факторы, влияющие на нее. Типичные случаи гидролиза (показать на примерах).
Взаимодействие ионов соли с водой приводящее к образованию слабого электролита называется гидролизом соли. Различают несколько случаев гидролиза:
Соль сильного основания и слабой кислоты. (CH 3 COONa, NaCO 3 , KCN, Na 2 S)
В водном растворе соль сначала диссоциирует на катионы и анионы
диссоциация:
Анион слабой кислоты взаимодействует с водой, создавая щелочную среду (гидролиз по аниону):
гидролиз:
Константа диссоциации уравнения гидролиза:
т.к. =const, то К Д = К Г (константе гидролиза)
т.к. Кводы = ·, то = Кводы/
Т.е. чем слабее кислота, тем меньше ее Кд, тем сильнее будет гидролизована соль.
Гидролиз солей многоосновных кислот протекает ступенчато:
1 ступень:
2 ступень:
В растворах обычной концентрации гидролиз этой соли идет лишь по первой ступени с образованием кислой соли. В сильно разбавленных растворах гидролиз частично идет по 2 ступени с образованием свободной угольной кислоты. Гидролиз по 2 ступени не значителен, т.к. велика концентрация ионов ОН.
Соль слабого основания и сильной кислоты (nh4no3, ZnCl2, Al2(so4)3)
диссоциация:
Катион слабого основания взаимодействует с водой, создавая кислую среду:
гидролиз:
молекулярное уравнение гидролиза:
Чем слабее основание, тем сильнее будет гидролизована соль.
Соли многокислотных оснований гидролизуются ступенчато:
1 ступень:
2 ступень:
В обычных условиях гидролиз этой соли идет только по первой ступени.
Соль слабой кислоты и слабого основания (CH 3 COONH 4 , Al 2 S 3 , (NH 4 ) 2 CO 3 )
В данном случае гидролизу подвергается и катион, и анион соли (гидролиз по катиону и аниону)
Диссоциация:
Гидролиз:
Среда гидролиза определяется тем ионом соли, у которого степень гидролиза выше (кислая, щелочная, нейтральная)
Соли сильного основания и сильной кислоты (NaOH , CaCl 2 , NaNO 3 )
Эти соли при растворении в воде не гидролизуются, их растворы имеют нейтральную реакцию.
Полный (совмещенный) гидролиз
Протекает при сливании 2х растворов разных солей, причем одна из солей гидролизована по катиону, а другая по аниону, при этом образуется слабая кислота и слабое основание.
Степень гидролиза
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.
h связано с К Г уравнением аналогичным закону разбавления Оствальда
Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала и концентрация продуктов гидролиза не значительна, тогда h<1, а 1-h≈1
т.е. при разбавлении раствора соли степень ее гидролиза возрастает.
Кроме разбавления раствора усилить гидролиз можно нагреванием раствора, а также добавлением специальных реагентов.
