Лекция 3: Растворы

1. Понятие о растворах;

2. Количественная характеристика состава раствора;

3. Гидролиз.

1в. Растворы – это однородные системы переменного состава, которые содержат два или несколько компонентов.

Растворы состоят из растворителя и растворенных веществ и могут быть:

- водными (растворителем является вода);

- неводные (растворителем является другая жидкость: спирт, эфир ….).

Растворение – это физ-хим процесс, когда одно или несколько веществ равномерно распределяется в объеме другого, с получением однородной системы. Одни вещества хорошо растворяются, а другие - плохо.

При растворении веществ могут образоваться:

- насыщенные растворы – т.е. содержащие максимальное количество растворяемого вещества при данной температуре;

- ненасыщенные – т.е. содержащие меньшее количество растворяемого вещества, чем насыщенный раствор при заданной температуре.

Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, показывающий, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 мл растворителя при данной температуре. Растворимость выражается в г/л.

По растворимости в воде вещества делятся на 3 группы:

- хорошо растворимые (более 10,0 на 1л. воды);

- малорастворимые (от 0,01 до 10,0 на 1л. воды);

- практически нерастворимые (менее 0.01 на 1л. воды).

Растворимость зависит от:

- природы растворителя;

- природы растворяемого вещества;

- температуры и давления (для газов).

Для качественной характеристики растворов используют понятия:

- разбавленный раствор (содержит мало растворяемого вещества);

- концентрированный раствор (содержит много растворяемого вещества).

2в. Количественный состав растворов можно выразить через:

- массовый процент;

- объемный процент;

- молярность;

- нормальность.

Массовый процент – это процентная доля массы вещества, содержащаяся в общей массе смеси веществ. Массовый % указывает количество граммов вещества в 100,0 смеси:

ɷ_% = m₁ / m₂ · 100% , где

m₁ – масса растворяемого вещества;

m₂ – масса раствора.

Массу раствора можно рассчитать по формулам:

m = m_{раст-ля} + m_в-ва m = V_р-ра · ρ_р-ра

Массовый % может быть иначе назван массовой долей растворенного веществ или процентной концентрацией раствора.

Например, в 100,0 2% раствора нитрата серебра содержится 2,0 ниртата серебра и 98,0 воды.

Объемный процент – это процентная доля объема вещества, содержащегося в общем объеме смеси. Объемный % указывает количество вещества в 100 мл смеси.

Молярность – (молярная концентрация) показывает число молей растворенного вещества в 1л раствора.

Молярную концентрацию можно рассчитать по формуле:

С = n / V, где

C – молярная концентрация раствора, моль/л;

n – количество растворяемого вещества, моль;

V – объем раствора, л.

В связи с тем, что моль относится к основным единицам системы СИ, остановимся на этом понятии подробнее.

Моль – это единица количества вещества, содержащая количество частиц, численно равное числу атомов углерода в 12,0 изотопа углерода. Молярная масса численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе вещества.

Например, 1моль нитрата серебра составляет 170,0 этого вещества.

Нормальность – это частное от деления числа эквивалентов растворяемого вещества на объем раствора в литрах.

Она указывает число эквивалентов в 1л раствора:

C_N = N / V, где

N – число эквивалентов растворенного вещества;

V – объем раствора, л.

Т.к. концентрация может быть выражена в массовых %, а в реактивах и в фиксаналах – в молярности, то зачастую бывает необходимо перейти от одной концентрации к другой.

Допустим, имеется 200 мл 2м раствора гидроксида натрия, а необходим 3% раствор.

Т.к. М_{r NaOH} = 40,0 , следовательно, в 1л раствора содержится 1 моль вещества, т.е. 40,0 ,

а в 2молях значит 80,0.

Но по условию задания у нас не 1л, а 200 мл, следовательно:

1000мл -------------- 80,0

200мл -------------- х х = 16,0 NaOH

Для пересчета в массовую (процентную) концентрацию необходимо:

200,0 --------16,0

100% -------- х х = 8%

Далее по формуле разведения:

х = (200мл · 3%) / 8% = 75 мл раствора.

V_воды = 200 – 75 = 125 мл дистиллированной воды.

Итак: 200 мл 2м раствора NaOH имеет концентрацию 8%.

Для закрепления разобрать:

1. Приготовить 150 мл 2% раствора гидрокарбоната натрия;

2. Приготовить 130 мл 5% раствора глюкозы (КУО = 0,64) из 50% раствора;

3. Приготовить 120 мл 0,3 м раствора гидрокарбоната натрия (М_{r NaOH} = 40,0).

3в. Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды – кислую, щелочную, нейтральную. Слово гидролиз означает разложение водой.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты. Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид ионами или ионами водорода из молекул воды, в результате чего образуется малодиссоциирующее соединение. Гидролиз для многих солей является обратимым процессом и количественно характеризуется степенью гидролиза (h), выраженной в %.

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул cоли: h = (n / N) · 100%

Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора, температуры. При разбавлении раствора и при повышении его температуры степень гидролиза увеличивается. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием, и, в зависимости от силы исходных продуктов, соли можно разделить на 4 группы:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой – гидролизуются по аниону и при растворении в воде показывают щелочную реакцию среды (рН ˃7). Эти соли образованы катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, который связывает катион водорода молекулы воды, образуя слабый электролит – кислоту.

KNO₂ + HOH = KOH + HNO₂

Ионное уравнение: NO₂ ^- + HOH = OH^- + HNO₂

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой – гидролизуются по катиону и при растворении в воде показывают кислую реакцию среды (рН ˂ 7). Эти соли образованы катионом слабого основания, который связывает гидроксид ион воды с образованием слабого электролита (основания) и анионом сильной кислоты.

NH₄I + HOH = NH₄OH + HI

Ионное уравнение: NH₄ ^- + HOH = NH₄OH + H⁺

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно и по катиону и по аниону. Эти соли образованы катионом слабого основания, который связывает гидроксид ионы из молекулы воды и образует слабое основание, и аноинов слабой кислоты, который связывает ионы водорода из молекулы воды с образованием слабой кислоты. Следовательно, реакция растворов этих солей может быть как нейтральной, так и слабо кислой или слабощелочной.

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, т.к. катионы и анионы этих солей не связываются с ионами водорода и с гидроксид ионами воды. Среда растворов этих солей - нейтральная (рН = 7), т.к. концентрации Н⁺ и ОН^- в их растворах равны, как в чистой воде.