Урок посвящен теме «Фазовые состояния веществ. Дисперсные системы. Способы выражения концентрации». Вы познакомитесь с определениями фазы или фазового состояния вещества, познакомитесь с гомогенными и гетерогенными системами. Узнаете, как классифицируются смеси веществ. Подробно познакомитесь с дисперсной системой и её видами, коллоидной системой и её видами и истинными растворами, с понятием насыщенности раствора и растворимостью вещества.
Тема: Растворы и их концентрация, дисперсные системы, электролитическая диссоциация, гидролиз
Урок: Фазовые состояния веществ. Дисперсные системы. Способы выражения концентрации
Необходимо различать понятия агрегатного и фазового состояния веществ.
Фаза - однородная по составу и свойствам часть рассматриваемой системы, отделенная от других фаз поверхностями раздела, на которых скачком изменяются некоторые свойства системы - например, плотность, электропроводность, вязкость.
Фаза - это гомогенная часть гетерогенной системы.
Например, если мы нальем подсолнечное масло в воду, мы получим систему, находящуюся в одном агрегатном состоянии - в жидком. Но вещества в ней будут находиться в двух различных фазах: одна - это вода, другая - это растительное масло, и между ними будет отчетливая граница, так называемая поверхность раздела. Значит, система будет гетерогенной.
Другой похожий пример: если смешать муку и сахарный песок, мы получим систему, где вещества находятся в одном агрегатном состоянии, но в двух различных фазах, и система является гетерогенной.
Рис. 1. Классификация дисперсных систем
Не всегда получается четко провести границу между понятиями «гомогенная» и «гетерогенная» система. При увеличении размера частиц, смесь веществ делят на грубодисперсные, коллоидные растворы и истинные растворы. См. рис. 1.
Дисперсной называют систему, в которой одно вещество в виде мелких частиц распределено в объёме другого.
Дисперсная фаза - это вещество, которое присутствует в дисперсионной системе в меньшем количестве. Она может состоять и из нескольких веществ.
Дисперсионная среда - это вещество, которое присутствует в дисперсионной системе в большем количестве, и в объеме которого распределена дисперсная фаза. Рис. 2.
Грубодисперсные системы
Дисперсионную среду и дисперсную фазу могут составлять вещества, находящиеся в различных агрегатных состояниях. В зависимости от сочетания дисперсионной среды и дисперсной фазы выделяют 8 типов таких систем. См. Табл. 1.
Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию
Грубодисперсные системы с жидкой или газообразной дисперсионной средой постепенно разделяются на составляющие компоненты. Срок таких процессов может быть различным. Именно они определяют сроки годности и сроки возможного использования и продуктов питания, и других веществ, содержащих дисперсные системы. В случае веществ с твердой дисперсионной средой, их свойства определяются размерами частиц дисперсной фазы. Например, пемза не тонет в воде. Потому что вода не может проникнуть в поры, находящиеся внутри камня, и средняя плотность объекта становится меньше плотности воды.
Грубодисперсные системы хорошо рассматривать в микроскоп. Именно этим свойством воспользовался в 1827 году шотландский ботаник Джон Броун, который обнаружил хаотическое движение мельчайших частичек пыльцы и других веществ, взвешенных в воде. Позднее данное явление было названо броуновским движением и стало одно из основ молекулярно-кинетической теории.
Коллоидные системы
Коллоидные системы подразделяют на:
· ЗОЛИ - дисперсная фаза не образует сплошных жестких структур.
· ГЕЛИ - частицы дисперсной фазы образуют жесткие пространственные структуры. Примеры: сыр, хлеб, мармелад, зефир, желе, холодец.
Раствор белка в воде - коллоидный раствор. Коллоидные растворы прозрачны, но рассеивают свет.
При пропускании света через прозрачный сосуд с раствором, можно наблюдать светящийся конус.
С помощью специального микроскопа в коллоидных растворах можно обнаружить отдельные частицы.
Вещества в коллоидном состоянии принимают участие в образовании многих минералов, таких как агат, малахит, опал, сердолик, халцедон, жемчуг. См. рис. 3.
Есть гели и в человеческом теле. Это волосы, хрящи, сухожилья. Много золей и гелей находится в организме человека, поэтому один из ученых отечественной химической науки И. И. Жуков сказал, что человек - это ходячий коллоид.
Коагуляция
Коагуляция - это слипание коллоидных частиц и их оседание из раствора.
Почему природа столь часто отдает предпочтение именно коллоидному состоянию вещества? Дело в том, что вещества в коллоидном состоянии имеют большую поверхность раздела между фазами. Это облегчает протекание реакции обмена веществ, которая происходит именно на поверхности раздела. Для коллоидных частиц большое значение имеет площадь их поверхности. Коллоидные частицы легко адсорбируют на своей поверхности различные вещества. Например, ионы как бы приклеиваются к их поверхности. При этом коллоидные частицы приобретают положительный или отрицательный заряд. Частицы с одинаковым зарядом будут отталкиваться друг от друга. Если в коллоидную систему добавить электролит, лишенные поверхностного заряда частицы начнут слипаться в более крупные образования. Происходит коагуляция коллоида, которая сопровождается выпадением осадка. Коагуляцию можно вызвать и другими воздействиями, например, нагреванием. Такие явления имеют большое значение, как в природе, так и в промышленности.
Истинные растворы
Состояние растворов определяется концентрацией растворенных веществ, температурой и давлением. При растворении вещества в каком-нибудь растворителе при постоянной температуре и давлении, концентрация растворенного вещества не будет расти бесконечно. В какой-то момент оно перестанет растворяться, и достигается его максимально возможная концентрация. Наступит динамическое равновесие, которое заключается в том, что часть вещества постоянно растворяется, а часть переходит из раствора в осадок. Но при этом концентрация растворенного вещества больше меняться не будет.
Насыщенный раствор - это раствор, который находится в фазовом равновесии с растворяемым веществом.
Пересыщенный раствор - это раствор, в котором содержится больше растворенного вещества, чем в насыщенном растворе при одинаковых температуре и давлении.
Так как растворимость большинства веществ увеличивается с увеличением температуры, то получить пересыщенный раствор можно при охлаждении насыщенного при более высокой температуре раствора. Пересыщенный раствор нестабилен, и внесение в него небольшого кристалла, попадание пыли или даже резкий толчок могут вызвать быструю кристаллизацию растворенного вещества.
Ненасыщенный раствор - это раствор, содержащий растворенного вещества меньше, чем его может содержаться в насыщенном растворе того же вещества при одинаковых температуре и давлении.
Растворимость - это масса порции растворенного вещества, которую при данной температуре и давлении необходимо растворить в определенном количестве растворителя для приготовления насыщенного раствора. Чаще всего рассматривают растворимость в 100 г, в 1 кг или 1 л растворителя.
Для выражения количественного состава раствора используется понятие массовой доли растворенного вещества. Это отношение растворенного вещества к суммарной массе раствора.
Молярная концентрация - это отношение количества вещества в молях к объёму раствора.
Области применения истинных растворов весьма обширны. Поэтому очень важно уметь приготавливать растворы соответствующих веществ.
Подведение итога урока
На уроке была рассмотрена тема «Фазовые состояния веществ. Дисперсные системы. Способы выражения концентрации». Вы познакомились с определениями фазы или фазового состояния вещества, узнали, что такое гомогенные и гетерогенные системы, классификацию смеси веществ. Подробно познакомились с дисперсной системой и её видами, коллоидной системой и её видами и истинными растворами, с понятием насыщенности раствора и растворимостью вещества.
Список литературы
1. Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П. П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П. П. Попель, Л. С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия», 2008. - 240 с.: ил.
3. Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.
1. Internerurok. ru .
2. Hemi. nsu. ru .
3. Chemport. ru .
Домашнее задание
1. №№10-13 (с. 41) Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.
2. Чем определяется срок годности косметических, медицинских и пищевых гелей?
3. Как коллоидные системы иллюстрируют тезис об относительности истины?
Фазовые равновесия .
На прошлой лекции мы рассмотрели химическое равновесие, константу равновесия, ее связь с т.д. величинами и факторы, влияющие на сдвиг равновесия.
Хим. равновесие является динамическим, т.е. сбалансированы два противоположных процесса. Еще одним примером динамического равновесия может служить человек, идущий вверх по спускающемуся вниз эскалатору.
Динамическое равновесия реализуется, когда сбалансированы два противоположных процесса. Динамическое равновесие м.б. физическим и химическим . В качестве примера физического равновесия служат фазовые равновесия, которые устанавливаются между различными фазами системы. Дадим определение фазы.
Фаза – гомогенная часть гетерогенной системы (часть, имеющая одинаковый состав и свойства во всех точках, отделенная от других частей поверхностями раздела). Если мы имеем систему, состоящую из осадка и раствора, то это двухфазная система т.-ж. Аналогично можно рассмотреть систему ж.-пар. Если скорость испарения равна скорости конденсации, то система находится в динамическом равновесии.
Существуют три физических состояния вещества – твердое, жидкое и газообразное. Фазовый переход – переход из одной фазы в другую.
Компонент системы – такая составная часть системы, которая является химически однородным веществом, может быть выделена из системы и может существовать в изолированном состоянии в течение длительного времени. Например Na + и Cl – не могут быть компонентами. Компонентами в растворе хлорида натрия являются NaCl и вода. Системы по количеству компонентов можно разделить на однокомпонентные системы, двухкомпонентные, трехкомпонентные, многокомпонентные.
Диаграммы состояния – графическое изображение всех возможных состояний термодинамической системы в пространстве основных параметров состояния (Т, р, состав). Они показывают условия существования той или иной фазы.
Рассмотрим диаграмму состояния воды .
При обычных условиях вода существует в виде кристаллов (лед), жидкости и газа (пар). Каждая из этих фаз воды устойчива только при определенных сочетаниях температуры и давления. Например, если при атмосферном давлении повысить температуру до 100 °С, то вода закипит и превратится в пар (газ). Если давление будет ниже атмосферного, переход жидкости в пар будет проходить при более низкой температуре. При некоторых низких давлениях вода кипит и при комнатной температуре. Если давление выше атмосферного, то вода закипит при температуре выше 100 °С. Лед плавится при температуре 0 °С и атмосферном давлении, но при изменении давления изменяется и температура плавления льда.
Области фазовой диаграммы соответствуют одной фазе. Линии соответствуют условиям фазового равновесия. ВТ – кривая плавления, ТС – кривая кипения (при давлении 1 атм Ткип=373 К), АТ – кривая сублимации. Точка С – критическая температура – выше этой точки пары воды не могут быть превращены в жидкость никаким повышением давления. Пар и жидкость перестают быть различимы.
Т– тройная точка – в равновесии находятся лед, вода и пар.
Изменяя температуру или давление можно изменять состояние вещества. Пусть точка 1. изображает твердое состояние вещества при давлении выше тройной точки. При нагревании вещества при постоянном давлении тело будет последовательно переходить из твердого в жидкое и газообразное состояние. Если будем нагревать вещество при давлении ниже тройной точки, то вещество будет переходить в пар без предварительного образования жидкости – возгонка (сублимация)
Особые свойства воды : при увеличении давления Тпл уменьшается, при увеличении давления происходит разрушение водородных связей, и происходит образование более плотной жидкой фазы (обычно наоборот – при увеличении давления образуется более плотная твердая фаза).
ST –кривая переохлаждения – вода находится в метастабильном состоянии.
Дать диаграмму СО2 (Фримантл 1-с.287)
Факторы, влияющие на смещение равновесия
1. Давление (характерно для газов). Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления. Например, в реакции 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 в левой части уравнения 3 молекулы газа, а в правой – 2, поэтому при повышении давления равновесие смещается вправо.
2. Температура. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции, понижение – в сторону экзотермической реакции. Например, в равновесной системе N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 , ∆H 0 = - 92 кДж повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции, понижение – в сторону прямой (экзотермической) реакции.
3. Концентрация. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Уменьшение концентрации исходных веществ и увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону обратной реакции. Например, в реакции 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 увеличение концентрации NO и O 2 или уменьшении концентрации NO 2 приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации NO 2 – в сторону обратной реакции.
Равновесие процесса перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым равновесием . Например: Твердое вещество Жидкость
Жидкость Пар
Для фазового равновесия также соблюдается принцип Ле Шателье. Соответственно при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса, например, плавления или испарения. С увеличением давления равновесие сдвигается в сторону процессов, при которых газ или пар превращается в жидкое или твердое состояние.
К наиболее общим законам гетерогенного равновесия относится правило фаз , согласно которому число степеней свободы С, фаз Ф, независимых компонентов К и внешних условий n, влияющих на равновесие, связано соотношением
С + Ф = К + n
Фаза – это часть системы, однородная во всех ее точках по химическому составу и свойствам и отделенная от всех других фаз системы поверхностью раздела. Компонент – это химически однородная составная часть вещества, которая может быть выведена из системы. В случае фазового равновесия число независимых компонентов равно общему числу компонентов, при протекании химических реакций - общему числу компонентов за вычетом числа химических реакций, связывающих эти компоненты. Число степеней свободы – это число внешних условий, которые можно менять в определенных пределах без изменения числа и вида фаз.
Лекция № 8.ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух и более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Вещество, взятое в избытке и служащее средой, в которой идет растворение, называется растворителем . Вещество, которое растворяется, называется растворяемым веществом .
Растворимость. Способность одного вещества растворяться в другом называется растворимостью . Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости , который выражается массой безводного вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора.
Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления (для газов):
1. Природа растворяемого вещества.
Кристаллические вещества подразделяются на хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды); малорастворимые (0,1 г - 1,0 г на 100 г воды); практически нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды). Если газ химически взаимодействуют с водой, его растворимость велика (HCl, NH 3 , CO 2), если не взаимодействует – растворимость незначительна (O 2 , H 2).
2. Природа растворителя
При образовании раствора связи между частицами каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества хорошо растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а молекулярные вещества – наоборот.
3.Температура
Если ∆Н растворения < 0, то при увеличении температуры равновесие смещается влево и растворимость твердого вещества в воде уменьшается. Если ∆Н раств > 0, то при увеличении температуры равновесие смещается вправо и растворимость увеличивается.
Растворимость газов в воде – процесс экзотермический, поэтому с повышением температуры растворимость газов уменьшается, а с понижением – увеличивается.
4. Давление
С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается.
Способы выражения состава растворов. Важной характеристикой любого раствора является его состав, который определяется количеством растворенного вещества и растворителя. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы называется концентрацией .
Молярная концентрация вещества или молярность (с В или М) – отношение количества растворенного вещества к объему раствора:
где m B – масса вещества, г; М В –молярная масса вещества, г/моль; V – объем раствора, л.
Молярная концентрация эквивалентов вещества или нормальность ((В) или н.) – отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:
, моль/л,
где m B – масса вещества, г; М э(В) – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; V – объем раствора, л.
Моляльная концентрация вещества или моляльность (с m (В)) – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя:
, моль/кг,
где m B – масса растворенного вещества, г; m S – масса растворителя, г; М В – молярная масса растворенного вещества, г/моль.
Массовая доля вещества (ω) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Массовую долю выражают в долях или процентах:
,
где m B – масса растворенного вещества, г; m – масса раствора, г.
Молярная (мольная) доля вещества (х В) – отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, содержащихся в растворе:
,
где х B – молярная доля растворенного вещества, n B – количество растворенного вещества; n S – количество растворителя.
,
где х S – молярная доля растворителя, n B и n S – количества растворенного вещества и растворителя.
Общие свойства растворов. Разбавленные растворы проявляют ряд общих свойств: осмотическое давление, температуры замерзания и кипения. Эти свойства рассматривают при допущении, что молекулы растворенного вещества и растворителя не взаимодействуют друг с другом (растворы неэлектролитов).
Односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом . Сила, обусловливающая осмос, называется осмотическим давлением . Величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и его температуры, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя. Зависимость осмотического давления от температуры и концентрации раствора выражается законом Вант-Гоффа : π = c B RT,
где π – осмотическое давление раствора, кПа; с В – его молярная концентрация, моль/л; R – универсальная газовая постоянная; T – абсолютная температура раствора.
При данной температуре давление насыщенного пара над жидкостью – величина постоянная. При растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара над жидкостью понижается. В разбавленных растворах неэлектролитов при постоянной температуре относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества (закон Рауля ):
,
где р 0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем; р – давление пара над раствором; n B – количество растворенного вещества; n S – количество растворителя.
Любая жидкость закипает, когда давление ее пара становится равным атмосферному давлению. Так как, давление пара над раствором ниже давления пара над растворителем, то для того, чтобы раствор закипел, его надо нагреть до более высокой температуры, чем растворитель.
Замерзает раствор тогда, когда давление насыщенного пара его становится равным давлению насыщенного пара твердого растворителя, следовательно для замерзания раствора нужна более низкая температура, чем для растворителя.
Повышение температуры кипения (ΔТ кип) и понижение температуры замерзания (∆Т зам) раствора прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества (следствие закона Рауля ):
∆Т зам = К Т ∙ с m (B); ∆Т кип = Э Т ∙ c m (B),
где ∆Т зам – понижение температуры замерзания; ∆Т кип – повышение температуры кипения; К Т – криоскопическая константа; Э Т – эбулиоскопическая константа; c m (B) – моляльная концентрация раствора.
Лекция № 9. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
При растворении электролитов в воде происходит их распад на ионы. Распад молекул вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией . Ионы – это заряженные частицы. Бывают двух типов: положительно заряженные – катионы (Na + , Al 3+ , NH 4 +) и отрицательно заряженные – анионы (Cl ‾ , SO 4 2‾ , PO 4 3‾). Под действием электрического тока катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы – к положительно заряженному электроду (аноду).
К электролитам относятся растворы кислот, солей и щелочей.
Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода: HCN= H + + CN - .
Основания – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид- ионов: NH 4 OH= NH 4 + + OH - .
Существуют электролиты, которые могут диссоциировать по типу кислоты и по типу основания, такие электролиты называются амфотерными , к ним относятся гидроксиды амфотерных элементов, а также гидроксиды металлов, находящихся в промежуточной степени окисления, например: Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 , Cr(OH) 3 и многие другие. Диссоциацию растворенной части амфотерного гидроксида по обоим типам можно представить следующей схемой: H + + RO - = ROH = R + + OH – . В насыщенном водном растворе амфотерного гидроксида ионы H + , RO - , R + , OH - находятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания, при добавлении основания – в сторону диссоциации по типу кислоты.
Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода и отрицательные, отличные от гидроксид-ионов.
Степень диссоциации. Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степень диссоциации. Степенью диссоциации (α) называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N) . Выражается в долях единицы или в %.
α = n / N 0 < α < 1 (или 0 < α < 100%)
Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации и температуры. По своей природе все электролиты делятся на сильные и слабые. Степень диссоциации сильных электролитов α > 30%, слабых электролитов – α < 3%.
У сильных электролитов в растворе диссоциируют на ионы практически все молекулы, у слабых – лишь часть молекул. К сильным электролитам относятся почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, а из важнейших кислот: HClO 4 , H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HMnO 4 . К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты, (например, CH 3 COOH), неорганические соединения: H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SiO 3 , HCN, HNO 2 , HF, NH 4 OH, H 2 O.
Константа диссоциации. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и к нему может быть применен закон действия масс. Так, для процесса диссоциации слабой уксусной кислоты CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + константа равновесия процесса диссоциации имеет вид:
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации (К д) . Константа диссоциации указывает на прочность молекулы в данном растворе. Чем меньше К д, тем слабее электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Например, борная кислота Н 3 ВО 3 , К д которой 5,8∙10 -10 , более слабый электролит, чем уксусная, К д которой равна 1,8∙10 -5 .
Константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда ):
Если α значительно меньше единицы, то можно принять, что 1 – α ≈ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:
К = α 2 ∙ с В, откуда α =
Последнее соотношение показывает, что при уменьшении концентрации электролита с В (т.е. с разбавлением раствора) степень диссоциации α увеличивается.
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы и слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионно-молекулярных уравнений. Осадки, газы и слабые электролиты пишутся в виде молекул, хорошо растворимые сильные электролиты – в виде ионов.
Рассмотрим типичные варианты реакций в растворах электролитов:
а) 3АgNO 3 + FeCl 3 = Fe(NO 3) 3 + 3AgCl – молекулярное уравнение
3Ag + + 3NO 3 - + Fe 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl – полное ионное уравнение
Ag + + Cl - = AgCl – сокращенное ионное уравнение
б) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 - = 2Na + + SO 4 2- + H 2 O + CO 2
2H + + CO 3 2- = H 2 O + CO 2 .
в) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
H + + Cl - + Na + + OH - = N a + + Cl - + H 2 O
H + + ОH - = H 2 O
При составлении ионно-молекулярных уравнений следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения. Одинаковые ионы из обеих частей уравнения исключаются.
Лекция №10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений, называются окислительно-восстановительными.
Степень окисления (С.О.) – это заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов . Определение степени окисления проводят, используя следующие положения:
1. Степень окисления. элемента в простом веществе, например, в Zn, H 2 , Вг 2 , S, O 2 , равна нулю.
2. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H 2 +1 O 2 –1 , Na 2 +1 O 2 –1 и О +2 F 2 .
3. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na +1 H -1 .
4. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1); щелочноземельные металлы, бериллий и магний (+2); фтор (–1).
5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.
В качестве примера рассчитаем степень окисления хрома в соединении К 2 Cr 2 O 7 . Сначала поставим степень окисления над теми элементами, для которых она известна. В нашем примере постоянную степень окисления имеют калий (+1) и кислород (-2). Степень окисления хрома обозначим через х . Далее составляем алгебраическое уравнение. Для этого индекс при каждом элементе умножаем на степень окисления этого элемента, все складываем и приравниваем правую часть нулю:
К 2 +1 Сr 2 х O 7 –2 2∙(+1)+ 2x + 7 (–2) = 0 x = + 6
Таким образом, степень окисления хрома в К 2 Cr 2 O 7 равна +6. Чтобы определить степень окисления элемента в анионе, например азота в анионе (NO 2) ‾ , поступаем точно также, только правую часть приравниваем заряду иона, в нашем случае -1
(N х O 2 ‾2) ‾ x + 2 (–2) = –1 x = + 3
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления . Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления.
Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно.
Существует несколько классификаций растворов. С точки зрения термодинамики целесообразно различать растворы идеальные и неидеальные или реальные . В идеальных растворах внутренняя энергия каждого компонента не зависит от концентрации, и молярный объем не изменяется при растворении. Компоненты при этом смешиваются как идеальные газы, и увеличение энтропии можно рассчитать по уравнениям, характерным для идеальных газов. Здесь сил взаимодействия между частицами нет, и вещества смешиваются без выделения или поглощения теплоты.
При исследовании растворов широко пользуются методом моделей. Простейшей моделью является идеальный раствор. Идеальные растворы делят обычно на две группы: разбавленные (более точно бесконечно разбавленные) и совершенные.
Образование идеального раствора не сопровождается изменением объема, тепловым эффектом, химическим взаимодействием. Такие растворы образуются в результате простого физического смешения
(ΔН см = 0; ΔV см = 0). Такие растворы получаются смешиванием неполярных жидкостей, характеризующихся близкими по силе молекулярными полями. В таких смесях отсутствуют явления сольватации, а отсюда нет и теплового эффекта растворения, нет и концентрации системы. Объем раствора равен сумме объемов смешиваемых компонентов. Это и есть идеальные или совершенные растворы.
Роль их в теории растворов аналогична роли идеальных газов (потому их и называют идеальными растворами).
Идеальные растворы довольно распространены. Пример: смешивание изомеров углеводорода (октаны и др.). Бензин, керосин, смесь бензола и толуола –идеальные растворы, представляют собой смесь различных углеводородов (жидких). Идеальные растворы имеют характер простых молекулярных смесей. К ним подходит «физическая» теория растворов. Физическая теория растворов предложена Вант-Гоффом и Аррениусом в 19 в. Согласно этой теории растворитель рассматривается как среда, в которой при растворении вещества его молекулы равномерно размещаются по всему объему раствора, межмолекулярные взаимодействия отсутствуют.
Законы Рауля . Важнейшей характеристикой вещества, находящегося в жидком состоянии или твердом является давление насыщенного пара, это давление – константа вещества, определяющая равновесие жидкость ó пар, твердое веществоó пар. Само равновесие достигается, когда процессы испарения компенсируется процессами конденсации. При нагревании давление пара возрастает.
Для разбавленных растворов относительное понижение давления пара растворителя (А) численно равно мольной доле растворенного вещества (В) (первый закон Рауля).
Где Р А 0 - давление пара чистого растворителя; Р А – давление пара растворителя над раствором; Х А – мольная доля растворителя; Х В – мольная доля растворенного вещества.
Таким образом, для разбавленных растворов давление пара растворителя пропорционально его мольной доле в растворе.
Из закона Рауля возникает два следствия . Согласно одному из них температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. Это обусловлено тем, что давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным атмосферному давлению (условие кипения жидкости) при более высокой температуре, чем в случае чистого растворителя. Повышение температуры кипения ΔТ кип пропорционально моляльности раствора: с m . ΔТ кип = К э с m где К э – эбулиоскопическая постоянная растворителя
Согласно второму следствию из закона Рауля температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистого растворителя . Это обусловлено более низким давлением пара растворителя над раствором, чем над растворителем. Понижение температуры замерзания (кристаллизации) ΔТ зам пропорционально моляльности раствора: ΔТ зам = К к с m где К к - криоскопическая постоянная раствора.
Диаграмма состояния представляет собой графическое изображение зависимости между различными величинами, характеризующими состояние системы. Для однокомпонентных систем обычно используют диаграммы состояния, показывающие зависимость между давлением и температурой. Они называютсяфазовыми диаграммами состояния . Диаграмма показывает те состояния воды, которые термодинамически устойчивы при определенных значениях температуры и давления. Она состоит из трех кривых, разграничивающих все возможные температуры и давления на три области, отвечающие льду, жидкости и пару. Все три кривые пересекаются одной точке О. координаты этой точки – это единственная пара значений температуры и давления, при которых в равновесии могут находиться все три фазы: лед, жидкая вода и пар. Она носит название тройной точки.
Кривая плавления исследована до весьма высоких температур. Кривая кипения оканчивается в критической точке. При температуре, отвечающей этой точке, - критической температуре – величины, характеризующие физические свойства жидкости и пара, становятся одинаковыми, так, что различие между жидким и парообразным сосоянием исчезает. Одной из особенностей воды, отличающих ее от других веществ, является понижение температуры плавления льда с ростом давления. Это обстоятельство отражается на диаграмме. Кривая плавления на диаграмме идет вверх влево, тогда как почти для всех других веществ она идет вверх вправо. Температура замерзания раствора ниже температуры замерзания воды, а температура кипения раствора выше температуры кипения воды.
Самопроизвольный переход растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и растворитель или два раствора с различной концентрацией растворенного вещества, называется осмосом.
Осмос обусловлен диффузией молекул растворителя через полупроницаемую перегородку, которая пропускает только молекулы растворителя. Молекулы растворителя диффундируют из растворителя в раствор или из менее концентрированного раствора в более концентрированный, поэтому концентрированный раствор разбавляется (химический потенциал растворителя в растворе меньше химического потенциала чистого растворителя), при этом увеличивается и высота его столба. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади поверхности, и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую перегородку. Оно равно давлению столба раствора в осмометре высотой h. При равновесии внешнее давление уравновешивает осмотическое давление. В этом случае скорости прямого и обратного переходов молекул через полупроницаемую перегородку становится одинаковыми. Если внешнее давление, приложенное к более концентрированному раствору, выше осмотического p, т.е. р>p, то скорость перехода молекул растворителя из концентрированного раствора будет больше, и растворитель будет переходить в разбавленный раствор (или чистый растворитель). Этот процесс, называемый обратным осмосом , используется для природных и сточных вод, для получения питьевой воды из морской. Осмотическое давление возрастает с увеличением концентрации растворенного вещества и температуры. Вант-Гофф предположил, что для осмотического давления можно применить уравнение состояния идеального газа: pV = nRТ или p = (n⁄ V) RТ откуда p = с RТ, где p - осмотическое давление (кПа), с – молярная концентрация раствора. Осмотическое давление прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества и температуре. Осмос играет очень важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление воды в клетки и другие структуры. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими . Если осмотическое давление выше внутриклеточного, то оно называется гипертоническим, если ниже внутриклеточного - гипотоническим.
23.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса: степень диссоциации, константа диссоциации. Факторы, влияющие на них. Закон разбавления Оствальда.
По способности веществ распадаться или не распадаться в расплаве или растворе на катионы и анионы различают электролиты и неэлектролиты.
Электролиты – вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации, и вследствие чего их расплавы или растворы проводят электрический ток.
К электролитам принадлежат все соли, а также кислотные, основные и амфотерные гидроксиды.
Раствор электролита представляет собой смесь молекул растворителя и сольватированных (ионы растворенного вещества, окруженные соответственно ориентированными диполями растворителя) молекул и ионов растворенного вещества. Относительное количество молекул, распавшихся на ионы, характеризующее степень диссоциации электролита α , зависит от природы растворителя, природы и концентрации электролита, температуры, давления и наличия других электролитов в растворе.
Процесс распада полярного вещества в растворе на ионы называют электролитической диссоциацией (ионного – ионизацией). По способности к электролитической диссоциации электролиты обычно подразделяют на сильные и слабые. К сильным электролитам обычно относят вещества, которые в растворе практически полностью диссоциированы на ионы. Слабыми электролитами считают вещества, степень диссоциации, которых невелика. Понятие степень диссоциации электролита α как величины, равной отношению числа распавшихся (диссоциированных) молекул N дисс к общему числу молекул N 0 электролита, α = N дисс ⁄ N о было введено Аррениусом – создателем первой количественной теории растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации и основанная на ней классификация кислот и оснований в полной мере применимы лишь к водным растворам .
Процесс электролитической диссоциации возникающий в результате сольватации, обратим, т.е. наряду с равпадом молекул растворенного вещества происходит их образование из ионов:
К m А n D mК Z1+ + nА Z2- где К m А n – молекула электролита; К Z1+ - катион; А Z2- - анион; Z 1 и Z 2 - заряд аниона и катиона соответственно; n и m – стехиометрические коэффициенты. Равновесие между ионами и молекулами электролита подчиняется закону действия масс. Поэтому важной характеристикой процесса диссоциации является константа диссоциации (константа ионизации) К d (С) , вычисленная по равновесным концентрациям молекул и ионов: К d (С) = [К Z1+ ] m [А Z2- ] n ⁄[К m А n ] , где [К Z1+ ], [А Z2- ] –равновесные молярные концентрации катионов и анионов соответственно; [К m А n ] - равновесная молярная концентрация недиссоциированных молекул электролита.
Константу равновесия процесса диссоциации принято обозначать К а в случае слабых кислот и К b для слабых оснований.
Пример диссоциации слабого основания (гидроксид аммония) NН 4 ОН D NН 4 + + ОН -
К b = [ОН - ] ⁄ = 1,8 ×10 -5
Многоосновные кислоты и многоосновные основания диссоциируют ступенчато.
Константа диссоциации характеризует процесс диссоциации данного электролита в данном растворителе, но не зависит от концентрации электролита и при постоянной температуре К d (С) =соnst. Очевидно, что степень диссоциации α тем больше, чем ниже концентрация, т.е. чем сильнее разбавлен раствор.
В состоянии равновесия концентрации катионов К Z+ и анионов А Z- будут равны [К Z+ ] = [А Z- ] = α С, а концентрация недиссоциированных молекул [КА] = (С – αС) = С (1- α) подставляя эти выражения в уравнение для константы диссоциации получим:
К d (С) = α 2 × С
1- α - это выражение описывает закон разбавления (разведения) Оствальда для слабых электролитов . В случае когда степень диссоциации электролита α<<1, что имеет место при С ⁄К d (С) ≥100, величиной α по сравнению с 1 можно пренебречь и закон разбавления Оствальда записать в упрощенном варианте К d (С) ≈ α 2 С.
Концентрация - величина, характеризующая количественный состав раствора.
Концентрацией растворённого вещества называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л), то есть это соотношение неоднородных величин.
Те величины, которые являются отношением однотипных величин (отношение массы растворённого вещества к массе раствора, отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора) правильно называть долями. Однако на практике для обоих видов выражения состава применяют термин концентрация и говорят о концентрации растворов.
Раствор - представляет собой однородную гомогенную систему, состоящую из двух и более веществ, одно из которых является растворителем, а другое – растворенным веществом. Раствор может быть насыщенным, т.е. содержать предельное количество растворенного вещества и находиться в состоянии подвижного равновесия.
Массовые доли – отношение массы растворенного вещества к массе раствора (если в процентах, то ∙ 100%).
Молярная концентрация – С М – число молей растворенного вещества в 1 литре раствора.
где V – объем (если в задаче не указан объем, то имеется в виду, что он равен 1 литру), М – молярная масса.
Нормальность (нормальная концентрация) - С н - число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора.
С н = , где 1экв. – эквивалент вещества (m э)
Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атома водорода или замещает такое его количество в химических реакциях; определенное количество граммов какого-либо вещества, численно равное его эквиваленту.
Эквивалентная масса = масса одного эквивалента.
Эквивалент вычисляется:
а) эквивалент кислоты равен её молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода) кислоты.
б) эквивалент основания равен его молярной массе, деленной на кислотность (число гидроксильных групп) основания.
в) эквивалент соли равен её молярной массе, деленной на сумму зарядов образующих её катионов или анионов.
Закон эквивалента: все вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах.
Для веществ;
С м1 ∙ V 1 = C n 2 ∙ V 2 для растворов;
Титр – масса вещества в 1 литре раствора.
Титр = =
Вспомним так же формулу:
m раствора = ρ ∙ V, где ρ – плотность вещества.
ρ(р-ра)=1,33г/мл
() =49%, или 0,49
Найти: C() Решение:
1. Чтобы перейти от массовой доли к молярной концентрации, надо рассчитать какую массу имеют 1000 мл раствора:
2. Вычислим массу в этом растворе:
3. Найдём сколько моль содержится в 651,7г:
4. Найдём молярную концентрацию ортофосфорной кислоты в растворе:
5. Найдем эквивалентную концентрацию ортофосфорной кислоты в растворе:
По формуле:
≈ 20 моль/л Ответ: () = 6,65 моль/л
() ≈ 20моль/л 4) Коллоидные растворы.
Коллоидные растворы – это высокодисперсные системы, где твердые частицы дисперсной фазы равномерно распределены в жидкой дисперсионной среде.
Строение коллоидных частиц (на примере AgI) – оно объясняет тот факт, что нерастворимое вещество, т.е. осадок, равномерно распределяется во всем объеме.
Обязательным условием получения коллоидного раствора является избыток одного из реагирующих веществ.
– ядро коллоидной частицы – ядром мицеллы всегда является нерастворимое соединение.
Потенциалопределяющие ионы – адсорбируются на поверхности ядра (ионы того вещества, которые находятся в избытке).
(Ag + + NO 3 -) – адсорбционный слой – это изменение концентрации вещества на границе раздела фаз.
NO 3 - – противо-ионы – заполняют противоионный и диффузный (подвижный) слои.
Мицелла электронейтральна, а твердая фаза всегда заряжена (ее заряд определяется по заряду потенциалопределяющих ионов).
Золи (нем. sole от лат. solutio - раствор) - это ультрамикрогетерогенные дисперсные системы, размер частиц которых лежит в пределе от 1 до 100 нм (10 −9 -10 −7 м).
В зависимости от дисперсионной среды золи бывают твердыми, аэрозолями (газообразная дисперсионная среда) и лиозолями (жидкая дисперсионная среда). В зависимости от природы среды лиозоли называют гидрозолями (вода), органозолями (органическая среда) или, более конкретно, алкозолями (спирты), этерозолями жиры и др. 3оли занимают промежуточное положение между истинными растворами и грубодисперсными системами (суспензиями, эмульсиями). Золи диффундируют медленнее, чем неорганические соли, обладают эффектом светорассеяния (Эффект Тиндаля).
Ni(OH – ядро коллоидной частицы
Потенциалопределяющие ионы
( + ) – адсорбционный слой
– противо-ионы
Ni(OH + + - твердая фаза
– диффузный слой 5) Реферат. Химия в строительстве.
