1.2 GŁÓWNE KIERUNKI ROZWOJU TEORII ROZWIĄZAŃ

Fizyczna teoria rozwiązań. Rozwój poglądów na naturę rozwiązań od czasów starożytnych był związany z ogólnym tokiem rozwoju nauki i produkcji, a także z filozoficznymi wyobrażeniami o przyczynach chemicznego powinowactwa między różnymi substancjami. W XVII i I połowie XVIII wieku. W dziedzinie nauk przyrodniczych i filozofii upowszechniła się korpuskularna teoria rozwiązań. W tej teorii proces rozpuszczania był uważany za proces mechaniczny, gdy cząstki rozpuszczalnika wnikają w pory ciał i odrywają cząstki rozpuszczonej substancji, które zajmują pory rozpuszczalnika tworząc pojedynczy roztwór. Takie pomysły początkowo zadowalająco tłumaczyły fakt, że dany rozpuszczalnik może rozpuszczać nie wszystkie substancje, a tylko niektóre.

Na początku XIX wieku tworzone są przesłanki do rozwoju fizycznej teorii rozwiązań, która była uogólnieniem szeregu badań. Fizyczna teoria roztworów, która powstała głównie na podstawie prac J. Van't Hoffa, S. Arrheniusa i W. Ostwalda, została oparta na eksperymentalnym badaniu właściwości roztworów rozcieńczonych (ciśnienie osmotyczne, wzrost temperatura wrzenia, spadek temperatury zamarzania roztworu, spadek prężności pary nad roztworem) , w zależności głównie od stężenia substancji rozpuszczonej, a nie od jej charakteru. Osmoza to spontaniczna penetracja rozpuszczalnika do roztworu, który jest od niego oddzielony półprzepuszczalną przegrodą, przez którą rozpuszczalnik może wejść, ale nie może przejść substancja rozpuszczona.

Roztwór i rozpuszczalnik oddzielone półprzepuszczalną przegrodą można uznać za dwie fazy. Równowaga rozpuszczalnika po obu stronach przegrody wyraża się przez równość jego potencjału chemicznego w roztworze (do którego przykłada się dodatkowe ciśnienie) i potencjału chemicznego czystego rozpuszczalnika.

Prawa ilościowe (van't Hoff, Raoult) zostały zinterpretowane w kontynuacji, że w rozcieńczonych roztworach cząsteczki substancji rozpuszczonej są podobne do cząsteczek gazu doskonałego. Odchylenia od tych praw, obserwowane dla roztworów elektrolitów, wyjaśniono na podstawie teorii dysocjacji elektrolitycznej S. Arrheniusa.

Analogia między silnie rozcieńczonymi roztworami a gazami wydała się wielu naukowcom tak przekonująca, że ​​zaczęli traktować proces rozpuszczania jako akt fizyczny. Z punktu widzenia tych naukowców rozpuszczalnik jest tylko ośrodkiem, do którego mogą dyfundować cząsteczki substancji rozpuszczonej. Prostota reprezentacji fizycznej teorii rozwiązań i jej skuteczne zastosowanie do wyjaśnienia wielu właściwości rozwiązań zapewniły szybki sukces tej teorii.

Chemiczna teoria roztworów. DI. Mendelejew i jego zwolennicy uważali proces tworzenia roztworu za rodzaj procesu chemicznego, który charakteryzuje się interakcją między cząstkami składników. DI. Mendelejew rozważał roztwory jako układy utworzone z cząstek rozpuszczalnika, substancji rozpuszczonej i niestabilnych związków chemicznych, które tworzą się między nimi i są w stanie częściowej dysocjacji. DI. Mendelejew zauważył, że procesy zachodzące w roztworze mają charakter dynamiczny i konieczność wykorzystania całej ilości informacji fizykochemicznych o właściwościach cząstek tworzących roztwór, podkreślił, że wszystkie składniki roztworu są równe i bez uwzględniania Uwzględniając właściwości i stany każdego z nich, niemożliwe jest podanie kompletnej charakterystyki systemów jako całości. Naukowiec przywiązywał dużą wagę do badania właściwości roztworów w funkcji temperatury, ciśnienia, stężenia; jako pierwszy wyraził ideę konieczności badania właściwości roztworów w mieszanych rozpuszczalnikach. Rozwijanie nauk D.I. Mendelejew, zwolennicy chemicznego spojrzenia na naturę roztworów, wskazywali, że cząstki rozpuszczonej substancji nie poruszają się w próżni, ale w przestrzeni zajmowanej przez cząstki rozpuszczalnika, z którymi oddziałują, tworząc złożone związki o różnych stabilność. Rozwój teorii D.I. Mendelejewa to wielościenna teoria tworzenia roztworów, zgodnie z którą elementarne grupy przestrzenne-wielościany powstają w cieczy z jednorodnych i niejednorodnych cząsteczek. Jednak teoria chemiczna nie może wyjaśnić mechanizmu powstawania idealnych roztworów, odchyleń właściwości rzeczywistych roztworów od właściwości idealnych rozwiązań.

Rozwój chemicznej teorii roztworów przebiegał w kilku kierunkach połączonych jedną ideą oddziaływania rozpuszczalnika z substancją rozpuszczoną. Badania te dotyczyły znajdowania określonych związków w roztworze na podstawie badania wykresów właściwości-składu, badania prężności par nad roztworami, rozkładu substancji między dwoma rozpuszczalnikami oraz badania termochemii roztworów. Prace nad oznaczaniem związków w roztworach wiązały się z dużymi trudnościami, gdyż niemożliwym było udowodnienie na drodze bezpośredniego eksperymentu istnienia związków złożonych (hydratów) w roztworach wodnych, gdyż znajdują się one w stanie dysocjacji, i próby ich wyizolowania z rozwiązania w nierozłożonej formie kończyły się niepowodzeniem. Badania termodynamiczne miały duże znaczenie dla potwierdzenia chemicznej teorii roztworów. Na wielu systemach wykazano, że podczas tworzenia roztworu obserwuje się chłodzenie lub ogrzewanie systemu, co tłumaczy się oddziaływaniem chemicznym między składnikami. Chemiczny charakter procesu rozpuszczania został potwierdzony zarówno badaniami prężności par nad roztworem, jak i badaniem rozkładu substancji między dwoma rozpuszczalnikami.

Na początku XX wieku Zgromadzono obszerny materiał doświadczalny pokazujący, że roztwory są układami złożonymi, w których obserwuje się zjawisko asocjacji, dysocjacji, tworzenia kompleksów, a w ich badaniu konieczne jest uwzględnienie wszystkich rodzajów oddziaływań między cząstkami obecnymi i powstałymi w roztworze.

Ze względu na dużą różnorodność rozwiązań do wyjaśnienia ich natury i właściwości wykorzystuje się zarówno fizykochemiczną, jak i chemiczną teorię roztworów.

Adsorpcja w chemii

Koncepcje współczesnych nauk przyrodniczych (składnik chemiczny)

Podstawowe prawa chemii i obliczenia stechiometryczne

Ilościowe (masowe lub objętościowe) badanie wielu reakcji i wyjaśnienie wyników eksperymentalnych prowadzi do praw stechiometrycznych. Główną wielkością fizyczną w chemii jest ilość substancji. Od 1 stycznia 1963...

Podstawowe fizykochemiczne prawidłowości otrzymywania folii z roztworów polimerów

Polimery w roztworach, zwłaszcza stężonych, tworzą struktury, których kształt i wielkość zależą zarówno od charakteru oddziaływania polimeru z rozpuszczalnikiem, jak i od warunków, w jakich znajduje się roztwór (temperatura...

Poszukiwanie optymalnej zawartości pigmentu w powłokach na bazie lakieru alkidowego PF-060

Prowadzone w dziale „Chemiczna technologia lakierów, farb i powłok” badania, których celem jest poszukiwanie nowych skutecznych niskotoksycznych pigmentów antykorozyjnych...

Produkcja biogazu

Odpowiednio wysoka zawartość metanu w biogazie, a co za tym idzie wysoka wartość opałowa, dają szerokie możliwości wykorzystania biogazu...

Otrzymywanie eteru dimetylowego przez odwodnienie metanolu na katalizatorach AlPO4 + SiO2

W przemyśle chemicznym wodór wykorzystywany jest głównie do syntezy metanolu i amoniaku. Pozostała część wodoru w tej branży jest wykorzystywana w innych gałęziach przemysłu chemicznego: na przykład...

Otrzymywanie eteru dimetylowego przez odwodnienie metanolu na katalizatorach AlPO4 + SiO2

Najbardziej wielkoskalowe procesy wykorzystania tlenku węgla to hydroformacja olefin, karbonylacja metanolu w celu wytworzenia kwasu octowego, synteza nienasyconych i rozgałęzionych kwasów karboksylowych...

Otrzymywanie eteru dimetylowego przez odwodnienie metanolu na katalizatorach AlPO4 + SiO2

Eter dimetylowy jest obecnie używany głównie jako przyjazny dla środowiska wypełniacz do puszek aerozolowych...

Rola Menedelejewa w rozwoju światowej nauki

DI. Mendelejew napisał, że były cztery tematy, które złożyły się na jego nazwisko: trzy odkrycia naukowe (prawo okresowości, chemiczna teoria roztworów i badanie sprężystości gazu), a także „Podstawy chemii” - podręcznik-monografia, która być może jest równy ...

Teorie i termodynamika powstawania roztworów polimerów

Rozważając teorie, nacisk nie zostanie położony na obliczenia matematyczne, a jedynie na główne punkty: główne założenia i parametry, rodzaj kluczowych równań, zalety i wady teorii. Z całej tablicy...

Fizyczne i chemiczne podstawy procesu chromatograficznego

Zadaniem teorii chromatografii jest ustalenie praw ruchu i rozmycia stref chromatograficznych. Główne czynniki leżące u podstaw klasyfikacji teorii chromatografii ...

Charakterystyka procesu adsorpcji

Nie ma zunifikowanej teorii, która odpowiednio opisałaby wszystkie typy adsorpcji na różnych interfejsach faz; Rozważmy zatem niektóre z najbardziej rozpowszechnionych teorii adsorpcji...

Chemia związków kompleksowych pierwiastków podgrupy chromu

Tak jak rozwój chemii został opóźniony przez teorię flogistonu, a rozwój chemii organicznej przez pojęcie „siły życiowej”...

Rozwiązania

Jeden ze składników jest koniecznie rozpuszczalnikiem, pozostałe składniki to substancje rozpuszczone.

Rozpuszczalnik to substancja, która w czystej postaci ma taki sam stan jak roztwór. Jeśli jest kilka takich składników, to rozpuszczalnikiem jest ten, którego zawartość w roztworze jest większa.

Rozwiązania to:

1. Ciecz (roztwór NaCl w wodzie, roztwór I 2 w alkoholu).

2. Gazowe (mieszaniny gazów, na przykład: powietrze - 21% O 2 + 78% N 2 + 1% inne gazy).

3. Stałe (stopy metali np.: Cu + N, Au + Ag).

Najczęstsze są roztwory płynne. Składają się z rozpuszczalnika (cieczy) i substancji rozpuszczonych (w stanie gazowym, ciekłym, stałym).

Roztwory płynne

Takie rozwiązania mogą być wodne i niewodne.

Wodny

niewodny

Przez długi czas istniały dwa punkty widzenia na naturę rozpuszczania: fizyczny i chemiczny. Według pierwszej roztwory uważano za mieszaniny mechaniczne, według drugiej za niestabilne związki chemiczne cząsteczek substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika. Ostatni punkt widzenia wyraził D.I. Mendelejewa w 1887 roku i jest obecnie powszechnie uznawany.

PODSTAWOWE POSTANOWIENIA CHEMICZNEJ TEORII ROZTWORÓW, stworzone przez Mendelejewa, są zredukowane do następujących:

1. Powstanie i istnienie roztworu wynika z interakcji między wszystkimi cząstkami, zarówno tymi, które już istniały, jak i tymi, które powstały podczas rozpuszczania.

2. Rozwiązaniem jest układ dynamiczny, w którym rozpadające się związki znajdują się w ruchomej równowadze z produktami rozpadu zgodnie z prawem działania mas.

Po rozpuszczeniu substancji zachodzą dwa procesy związane ze zmianami energii układu „substancja-rozpuszczalnik”:

1) zniszczenie struktury rozpuszczonej substancji (w tym przypadku zużywana jest pewna energia) - reakcja jest endotermiczna.

2) oddziaływanie rozpuszczalnika z cząsteczkami substancji rozpuszczonej (uwalnia się ciepło) - reakcja jest egzotermiczna.

W zależności od stosunku tych efektów termicznych proces rozpuszczania substancji może być egzotermiczny (∆H< O) или эндотермическим (∆H >O).

Ciepło roztworu ∆H to ilość ciepła uwolnionego lub pochłoniętego podczas rozpuszczania 1 mola substancji.

Ciepło rozpuszczania dla różnych substancji jest różne. Tak więc, gdy wodorotlenek potasu lub kwas siarkowy rozpuszcza się w wodzie, temperatura znacznie wzrasta (∆H< O), а при растворении нитратов калия или аммония резко снижается (∆H >O).

Uwalnianie lub pochłanianie ciepła podczas rozpuszczania jest oznaką reakcji chemicznej. W wyniku oddziaływania substancji rozpuszczonej z rozpuszczalnikiem powstają związki o nazwie solwaty (lub nawilża jeśli rozpuszczalnikiem jest woda). Wiele związków tego typu jest kruchych, jednak w niektórych przypadkach powstają silne związki, które można łatwo oddzielić od roztworu przez krystalizację.

W tym przypadku wypadają substancje krystaliczne zawierające cząsteczki wody, nazywane są hydraty krystaliczne(na przykład: siarczan miedzi CuSO 4 * 5 H 2 O - hydrat krystaliczny); woda, która jest częścią hydratów krystalicznych, nazywana jest wodą krystalizacyjną.

Koncepcję hydratacji (połączenie substancji z wodą) przedstawił i opracował rosyjski naukowiec I.A. Kablukov i V.A. Kistyakowski. na podstawie tych pomysłów połączono chemiczne i fizyczne punkty widzenia rozwiązań.

W ten sposób, rozpuszczenie rozwiązania– układy fizyczne i chemiczne.

1. Rozwiązania- jednorodne (jednorodne) układy o zmiennym składzie, które zawierają dwa lub więcej składników i produktów ich wzajemnego oddziaływania.

2. Roztwory składają się z rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej.

3. Rozwiązania to:

A) Ciecz (roztwór NaCl w wodzie, I 2 roztwór w alkoholu).

B) Gazowe (mieszaniny gazów, na przykład: powietrze - 21% O 2 + 78% N 2 + 1% inne gazy).

C) Stałe (stopy metali np.: Cu + N, Au + Ag).

Roztwory płynne
ciecz + substancja gazowa (roztwór O 2 w wodzie)	ciecz + substancja ciekła (roztwór H 2 SO 4 w wodzie)	płyn + ciało stałe (roztwór cukru w ​​wodzie)

Takie rozwiązania mogą być wodne i niewodne.

5.Woda roztwory, w których rozpuszczalnikiem jest woda.

6. Bezwodny- roztwory, w których rozpuszczalnikami są inne ciecze (benzen, alkohol, eter itp.)

7. GŁÓWNE POSTANOWIENIA TEORII CHEMICZNEJ ROZTWORÓW:

1. Powstanie i istnienie roztworu wynika z interakcji między wszystkimi cząstkami, zarówno tymi, które już istniały, jak i tymi, które powstały podczas rozpuszczania.

2. Rozwiązaniem jest układ dynamiczny, w którym rozpadające się związki znajdują się w ruchomej równowadze z produktami rozpadu w zgodnie z prawem masowego działania.

8. Po rozpuszczeniu substancji zachodzą dwa procesy związane ze zmianami energii układu „substancja-rozpuszczalnik”:

1.zniszczenie struktury rozpuszczonej substancji (w tym przypadku zużywana jest pewna energia) – reakcja jest endotermiczna.

2. oddziaływanie rozpuszczalnika z cząsteczkami rozpuszczonej substancji (uwalnia się ciepło) – reakcja jest egzotermiczna.

9. Uwalnianie lub pochłanianie ciepła podczas rozpuszczania jest oznaką reakcji chemicznej.

10. W wyniku oddziaływania substancji rozpuszczonej z rozpuszczalnikiem powstają związki o nazwie solwaty (lub nawilża jeśli rozpuszczalnikiem jest woda)

11. Nazywa się substancje krystaliczne zawierające w swoim składzie cząsteczki wody hydraty krystaliczne(na przykład: siarczan miedzi CuSO 4 * 5 H 2 O - hydrat krystaliczny); woda, która jest częścią krystalicznych hydratów, nazywana jest krystalizacją

12. Rozwiązanie to nie tylko proces fizyczny, ale także chemiczny, oraz rozwiązania– układy fizyczne i chemiczne.

Rodzaje rozwiązań (wiedzieć).

Rozwiązanie to proces odwracalny:

Zgodnie ze stosunkiem przewagi liczby cząstek przechodzących do roztworu i usuwanych z roztworu rozróżnia się roztwory bogaty, nienasycony I przesycony.

Z drugiej strony, w zależności od względnych ilości substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika, roztwory dzielą się na rozcieńczony stężony

Roztwór, w którym dana substancja w danej temperaturze już się nie rozpuszcza, czyli rozwiązanie jest w równowadze z substancją rozpuszczoną nazywa się bogaty nienasycony. W przesycony Rozpuszczalność mierzyć rozpuszczalność lub współczynnik Rozpuszczalność substancji w określonej temperaturze to liczba gramów, która rozpuszcza się w 100 g wody.

Ze względu na rozpuszczalność w wodzie ciała stałe są konwencjonalnie podzielone na 3 grupy:

1. Substancje dobrze rozpuszczalne w wodzie (10 g substancji w 100,0 wody. Np. 200 g cukru rozpuszcza się w 1 litrze wody).

2. Substancje słabo rozpuszczalne w wodzie (od 0,01 do 10 g substancji w 100 g wody. Np. gips CaSO 4 rozpuszcza 2,0 w ​​1 litrze).

3. Substancje praktycznie nierozpuszczalne w wodzie (0,01 g w 100,0 wody. Na przykład AgCl - 1,5 * 10 -3 g rozpuszcza się w 1 litrze wody).

Rozpuszczalność substancji zależy od rodzaju rozpuszczalnika, rodzaju substancji rozpuszczonej, temperatury, ciśnienia (w przypadku gazów).

Rozpuszczalność gazów maleje wraz ze wzrostem temperatury i wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia.

Zależność rozpuszczalności ciał stałych od temperatury przedstawia krzywa rozpuszczalności.

Rozpuszczalność wielu ciał stałych wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.

Krzywe rozpuszczalności można wykorzystać do określenia:

1. Współczynnik rozpuszczalności substancji w różnych temperaturach.

2. Masa substancji rozpuszczonej, która wytrąca się po schłodzeniu roztworu z t 1 0 C do t 2 0 C.

Proces izolowania substancji poprzez odparowanie lub schłodzenie jej nasyconego roztworu nazywa się rekrystalizacja. Rekrystalizacja służy do oczyszczania substancji.

Niestety, do tej pory nie ma teorii, która pozwalałaby łączyć wyniki poszczególnych badań i wyprowadzać ogólne prawa rozpuszczalności. Sytuacja ta wynika w dużej mierze z faktu, że rozpuszczalność różnych substancji w bardzo różny sposób zależy od temperatury.

Jedyne, czym można się do pewnego stopnia kierować, to stara zasada znaleziona w doświadczeniu: polubienie rozpływa się w polubienie. Jego znaczenie w świetle współczesnych poglądów na budowę cząsteczek jest takie, że jeśli sam rozpuszczalnik ma cząsteczki niepolarne lub niskopolarne (na przykład benzen, eter), to będzie dobrze rozpuszczał się z substancji o niepolarnej lub cząsteczki niskopolarne, gorzej - substancje o większej polarności i substancje skonstruowane zgodnie z typem jonowym praktycznie się nie rozpuszczą. Wręcz przeciwnie, rozpuszczalnik o silnie zaznaczonym polarnym charakterze cząsteczek (na przykład woda) z reguły dobrze rozpuszcza substancje z cząsteczkami polarnymi i częściowo jonowymi, a słabo - substancje z cząsteczkami niepolarnymi.

1. Rozwiązanie jest procesem odwracalnym: substancja rozpuszczona + rozpuszczalnik ↔ substancja w roztworze ± Q.

2. Zgodnie ze stosunkiem przewagi liczby cząstek przechodzących do roztworu i usuwanych z roztworu rozróżnia się roztwory bogaty, nienasycony I przesycony.

3. W zależności od względnych ilości substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika roztwory dzielą się na rozcieńczony(zawierają mało substancji rozpuszczonej) i stężony(zawiera dużo substancji rozpuszczonej).

4. Nazywa się roztwór, w którym dana substancja w danej temperaturze już się nie rozpuszcza bogaty oraz roztwór, w którym można jeszcze rozpuścić dodatkową ilość danej substancji - nienasycony. W przesycony roztwory zawierają więcej substancji niż roztwory nasycone.

5.Rozpuszczalność Nazywa się właściwość substancji do rozpuszczania w wodzie i innych rozpuszczalnikach.

6. Rozpuszczalność substancji zależy od natury rozpuszczalnika, natury substancji rozpuszczonej, temperatury, ciśnienia (dla gazów).

4. Metody wyrażania stężenia roztworów: ułamek masowy

(wiedzieć).

Skład ilościowy roztworu zależy od jego stężenia.

Stężenie to ilość substancji rozpuszczonej na jednostkę objętości.

Istnieją dwa rodzaje oznaczeń stężenia substancji - analityczne i techniczne.

Wykład 1

„KONCEPCJA „ROZWIĄZANIA”. CHEMICZNA TEORIA ROZWIĄZAŃ»

Rozwiązania są ważne w życiu człowieka i działaniach praktycznych. Roztwory to wszystkie najważniejsze płyny fizjologiczne (krew, limfa itp.). Organizm jest złożonym układem chemicznym, a zdecydowana większość reakcji chemicznych w organizmie zachodzi w roztworach wodnych. Z tego powodu organizm ludzki w 70% składa się z wody, a ciężkie odwodnienie następuje szybko i jest bardzo niebezpiecznym stanem.

W roztworach przebiega wiele procesów technologicznych, takich jak produkcja sody lub kwasu azotowego, izolacja i oczyszczanie metali rzadkich, bielenie i barwienie tkanin.

Aby zrozumieć mechanizm wielu reakcji chemicznych, konieczne jest zbadanie procesów zachodzących w roztworach.

Pojęcie „rozwiązania”. Rodzaje rozwiązań

Rozwiązanie- stały, płynny lub gazowy jednorodny system składający się z dwóch lub więcej elementów.

jednorodny system składa się z jednej fazy.

Faza- część układu, oddzielona od innych części interfejsem, podczas przechodzenia przez którą właściwości (gęstość, przewodność cieplna, przewodność elektryczna, twardość itp.) zmieniają się gwałtownie. Faza może być stała, ciekła, gazowa.

Najważniejszym rodzajem roztworów są roztwory płynne, ale w szerokim znaczeniu roztwory są również stałe (stop mosiądzu: miedź, cynk; stal: żelazo, węgiel) i gazowe (powietrze: mieszanina azotu, tlenu, dwutlenku węgla i różnych zanieczyszczenia).

Rozwiązanie zawiera co najmniej dwa składniki, z których jeden to rozpuszczalnik, podczas gdy inni są soluty.

Rozpuszczalnik jest składnikiem rozwiązania, który jest w tym samym stanie agregacji co rozwiązanie. Rozpuszczalnik w roztworze masowo jest zawsze większy niż reszta składników. Substancja rozpuszczona jest w postaci atomów, cząsteczek lub jonów.

Różnią się od rozwiązań:

Zawieszenie to system składający się z drobnych cząstek stałych zawieszonych w cieczy (talk w wodzie)

Emulsja- jest to układ, w którym jedna ciecz jest rozdrobniona w innej cieczy, która jej nie rozpuszcza (tj. małe krople cieczy znajdujące się w innej cieczy: np. benzyna w wodzie).

Spray- gaz z zawieszonymi w nim cząstkami stałymi lub ciekłymi (mgła: powietrze i krople cieczy)

Zawiesiny, emulsje i aerozole składają się z kilku faz, nie są jednorodne i są systemy rozproszone . Zawiesiny, emulsje i aerozole nie są rozwiązaniami!

Chemiczna teoria roztworów.

Rozpuszczalnik oddziałuje chemicznie z substancją rozpuszczoną.

Chemiczną teorię roztworów stworzył D.I. Mendelejew pod koniec XIX wieku. na podstawie następujących faktów doświadczalnych:

1) Rozpuszczeniu jakiejkolwiek substancji towarzyszy absorpcja lub uwolnienie ciepła. Oznacza to, że rozpuszczanie jest reakcją egzotermiczną lub endotermiczną.

proces egzotermiczny to proces, któremu towarzyszy uwalnianie ciepła do środowiska (Q>0).

Proces endotermiczny to proces, któremu towarzyszy absorpcja ciepła ze środowiska zewnętrznego (Q<0).

(przykład: rozpuszczanie CuSO 4 - proces egzotermiczny, NH 4 Cl - endotermiczny). Wyjaśnienie: aby cząsteczki rozpuszczalnika odrywały od siebie cząsteczki substancji rozpuszczonej, konieczne jest wydatkowanie energii (jest to endotermiczny składnik procesu rozpuszczania), gdy cząsteczki substancji rozpuszczonej oddziałują z cząsteczkami rozpuszczalnika, energia jest uwalniany (proces egzotermiczny). W rezultacie efekt cieplny rozpuszczania jest determinowany przez silniejszy składnik. ( Przykład: podczas rozpuszczania 1 mola substancji w wodzie, rozbicie jej cząsteczek zajęło 250 kJ, a 450 kJ zostało uwolnione, gdy powstałe jony oddziaływały z cząsteczkami rozpuszczalnika. Jaki jest całkowity efekt termiczny rozpuszczania? Odpowiedź: 450-250=200 kJ, efekt egzotermiczny, ponieważ składnik egzotermiczny jest większy niż endotermiczny ).

2) Mieszanie składników roztworu o określonej objętości nie daje sumy objętości ( przykład: 50 ml alkoholu etylowego + 50 ml wody po zmieszaniu daje 95 ml roztworu)

Wyjaśnienie: ze względu na interakcję cząsteczek substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika (przyciąganie, wiązanie chemiczne itp.) objętość jest „zaoszczędzona”.

Uwaga! Waga roztwór jest ściśle równy sumie mas rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonych.

3) Podczas rozpuszczania niektórych bezbarwnych substancji powstają kolorowe roztwory. ( przykład: CuSO 4 - bezbarwny, daje niebieski roztwór ).

Wyjaśnienie: podczas rozpuszczania niektórych bezbarwnych soli powstają kolorowe, krystaliczne hydraty.

Wniosek: Rozpuszczanie jest złożonym procesem fizycznym i chemicznym, w którym zachodzi interakcja (elektrostatyczna, donor-akceptor, wiązanie wodorowe) między cząsteczkami rozpuszczalnika i rozpuszczonymi substancjami.

Nazywa się proces interakcji rozpuszczalnika z substancją rozpuszczoną solwatacja. Produktami tej interakcji są solwaty. W przypadku roztworów wodnych warunki uwodnienie I nawilża.

Czasami po odparowaniu wody kryształy substancji rozpuszczonej pozostawiają część cząsteczek wody w swojej sieci krystalicznej. Takie kryształy nazywają się krystaliczne hydraty. Są one napisane w następujący sposób: CuSO 4 * 5 H 2 O. Oznacza to, że każda cząsteczka siarczanu miedzi CuSO 4 zawiera wokół siebie 5 cząsteczek wody, osadzając je w swojej sieci krystalicznej.

Chemiczną lub solwatową teorię roztworów zaproponował w 1887 r. D.I. Mendelejew, który to znalazł prawdziwy rozwiązanie zawiera nie tylko poszczególne składniki, ale także produkty ich interakcji. Badania wodnych roztworów kwasu siarkowego i alkoholu etylowego przeprowadzone przez D.I. Mendelejew stanowił podstawę teorii, której istotą jest to, że między cząsteczkami substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika zachodzą interakcje, w wyniku których powstają niestabilne związki o zmiennym składzie, zwane solwaty lub nawilża jeśli rozpuszczalnikiem jest woda. Główną rolę w tworzeniu solwatów odgrywają niestabilne siły międzycząsteczkowe, w szczególności wiązania wodorowe.

W związku z tym należy przyjąć następującą interpretację pojęcia „rozwiązania”:

Rozwiązaniem jest jednorodny układ o zmiennym składzie, składający się z dwóch lub więcej składników i produktów ich wzajemnego oddziaływania.

Z definicji tej wynika, że ​​roztwory zajmują pozycję pośrednią między związkami chemicznymi i mieszaninami. Z jednej strony roztwory są jednorodne, co pozwala uznać je za związki chemiczne. Z drugiej strony nie ma ścisłego stosunku stechiometrycznego między składnikami roztworów. Ponadto roztwory można podzielić na części składowe (np. po odparowaniu roztworu NaCl sól można izolować indywidualnie).

Główne sposoby wyrażania stężenia roztworów

Skład ilościowy rozwiązania jest najczęściej szacowany za pomocą koncepcji stężenie, który jest rozumiany jako zawartość substancji rozpuszczonej (w określonych jednostkach) na jednostkę masy (objętości) roztworu (rozpuszczalnika). Główne sposoby wyrażania stężenia roztworów są następujące:

1. Udział masowy substancji  (x) to stosunek masy danego składnika x zawartego w układzie do całkowitej masy tego układu:

Jednostką ilości substancji jest mol, tj. ilość substancji, która zawiera tyle cząstek rzeczywistych lub warunkowych, ile jest atomów w 0,012 kg izotopu C12. Używając mola jako jednostki ilości substancji, należy wiedzieć, o jakie cząstki chodzi: cząsteczki, atomy, elektrony lub inne. Masa molowa M (x) to stosunek masy do ilości substancji (g / mol):

3. Stężenie molowe równoważne C(x) - jest to stosunek ilości ekwiwalentu substancji n (x) do objętości roztworu V p-ra:

Ekwiwalent chemiczny to rzeczywista lub warunkowa cząstka substancji, która może zastąpić, dodać lub uwolnić 1 jon wodorowy w reakcjach kwasowo-zasadowych lub jonowymiennych.

Podobnie jak cząsteczka, atom lub jon, odpowiednik jest bezwymiarowy.

Masę równoważników molowych nazywa się równoważnik masy molowej M(x). Wartość nazywa się współczynnik równoważności. Pokazuje, jaka proporcja rzeczywistej cząstki substancji odpowiada ekwiwalentowi. Aby poprawnie określić ekwiwalent substancji, należy przejść od konkretnej reakcji, w której ta substancja uczestniczy, na przykład w reakcji oddziaływania H 3 PO 4 z NaOH można wymienić jeden, dwa lub trzy protony:

1. H3PO4 + NaOH  NaH2PO4 + H2O;

2. H3PO4 + 2NaOH Na2HPO4 + 2H2O;

3. H 3 PO 4 + 3NaOH  Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

Zgodnie z definicją ekwiwalentu jeden proton jest zastępowany w 1. reakcji, dlatego masa molowa równoważnika substancji jest równa masie molowej, tj. z  l i . W tym przypadku:

W drugiej reakcji dwa protony są zastępowane, dlatego masa molowa odpowiednika będzie równa połowie masy molowej H 3 PO 4, tj. z  2 i
. Tutaj:

W trzeciej reakcji trzy protony są zastępowane, a masa molowa odpowiednika będzie wynosić jedną trzecią masy molowej H 3 PO 4, tj. z = 3, a
. Odpowiednio:

W reakcjach wymiany, w których protony nie uczestniczą bezpośrednio, równoważniki można określić pośrednio, wprowadzając reakcje pomocnicze, których analiza wyników pozwala wyprowadzić zasadę, że z dla wszystkich reakcji jest równe Łączna opłata wymienne jony w cząsteczce substancji biorącej udział w określonej reakcji chemicznej.

1. AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl.

W przypadku AlCl 3 wymieniany jest jon 1 Al 3+ o ładunku +3, a zatem z \u003d 13 \u003d 3. Zatem:

Można również powiedzieć, że wymieniane są 3 jony chloru o ładunku -1. Wtedy z = 31 = 3 i

Dla AgNO 3 z = 11 = 1 (1 jon Ag + wymieniany z ładunkiem +1 lub 1 NO 3 - wymieniany jon z ładunkiem -1).

2. Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 = 3BaSO 4  + 2AlCl 3.

Dla Al 2 (SO 4) 3 z \u003d 23 \u003d 6 (2 jony Al 3+ o ładunku +3 lub 3 SO 4 2 - wymieniane są jony o ładunku -2). W konsekwencji,

Tak więc zapis C (H 2 SO 4) \u003d 0,02 mol / l oznacza, że ​​istnieje roztwór, którego 1 litr zawiera równoważnik 0,02 mola H 2 SO 4, a masa molowa równoważnika H 2 SO 4 jest jednocześnie masą molową H 2 SO 4, czyli 1 litr roztworu zawiera
H2SO4.

Ze współczynnikiem równoważności stężenie molowe ekwiwalentu jest równe stężeniu molowemu roztworu.

4. Tytuł T(x) to stosunek masy substancji do objętości roztworu (w ml):

6. ułamek molowy N(x) to stosunek ilości substancji danego składnika zawartej w układzie do całkowitej ilości substancji w układzie:

Wyrażone w ułamkach jednostki lub w % .

7. Współczynnik rozpuszczalności Substancje R(x) nazywana maksymalną masą substancji wyrażoną w g, którą można rozpuścić w 100 g rozpuszczalnika.

W wyniku przestudiowania tego tematu dowiesz się: Dlaczego roztwory zajmują pozycję pośrednią między mieszaninami a związkami chemicznymi. Jaka jest różnica między roztworem nienasyconym a roztworem rozcieńczonym i roztworem nasyconym od stężonego. Jakimi zasadami należy się kierować przy kompilacji równań jonowych. Dlaczego po rozpuszczeniu niektórych soli w wodzie odczyn medium zmienia się (z obojętnego na kwaśny lub zasadowy). W wyniku przestudiowania tego tematu dowiesz się: Napisz równania reakcji wymiany jonowej. Ułóż pełne i zredukowane równania jonowe dla hydrolizy soli. Przewiduj reakcję środowiska w roztworach soli. Rozwiązuj zadania, aby określić stężenie roztworów. Pytania do studium:

9.1. Rozwiązania i ich klasyfikacja

Roztwory to układy jednorodne, w których jedna substancja jest rozprowadzana w środowisku innej (innej) substancji.

Roztwory składają się z rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej. Te koncepcje są warunkowe. Jeśli jeden ze składników roztworu substancji jest cieczą, a pozostałe gazami lub ciałami stałymi, wówczas rozpuszczalnik jest zwykle uważany za ciecz. W innych przypadkach rozpuszczalnik jest uważany za składnik, który jest większy.

Roztwory gazowe, płynne i stałe

zależny ze stanu skupienia rozpuszczalnik rozróżnia gazowe, płynne i stałe rozwiązania. Roztwór gazowy to na przykład powietrze i inne mieszaniny gazów. Woda morska jest najczęstszym płynnym roztworem różnych soli i gazów w wodzie. Wiele stopów metali należy do rozwiązań stałych.

Roztwory prawdziwe i koloidalne

Zgodnie ze stopniem rozproszenia wyróżnić roztwory prawdziwe i koloidalne(układy koloidalne). Podczas tworzenia prawdziwych roztworów substancja rozpuszczona znajduje się w rozpuszczalniku w postaci atomów, cząsteczek lub jonów. Wielkość cząstek w takich roztworach wynosi 10–7–10–8 cm Roztwory koloidalne to układy heterogeniczne, w których cząstki jednej substancji (fazy rozproszonej) są równomiernie rozmieszczone w innej (środek dyspersyjny). Wielkość cząstek w układach zdyspergowanych waha się od 10–7 cm do 10–3 cm i więcej Należy zauważyć, że tutaj i poniżej wszędzie rozważymy prawdziwe rozwiązania.

Roztwory nienasycone, nasycone i przesycone

Proces rozpuszczania jest związany z dyfuzją, tj. z spontanicznym rozkładem cząstek jednej substancji między cząstkami innej. Tak więc proces rozpuszczania ciał stałych o strukturze jonowej w cieczach można przedstawić w następujący sposób: pod wpływem rozpuszczalnika sieć krystaliczna ciała stałego ulega zniszczeniu, a jony są równomiernie rozłożone w całej objętości rozpuszczalnika. Rozwiązanie pozostanie nienasycony tak długo, jak przeniknie do niego trochę więcej substancji.

Roztwór, w którym substancja nie rozpuszcza się już w danej temperaturze, tj. roztwór w równowadze z fazą stałą substancji rozpuszczonej nazywa się bogaty. Rozpuszczalność danej substancji jest równa jej stężeniu w roztworze nasyconym. W ściśle określonych warunkach (temperatura, rozpuszczalnik) rozpuszczalność jest wartością stałą.

Jeżeli rozpuszczalność substancji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury, to przez schłodzenie roztworu nasyconego w wyższej temperaturze można uzyskać przesycony rozwiązanie, tj. taki roztwór, stężenie substancji, w której jest wyższe niż stężenie roztworu nasyconego (w danej temperaturze i ciśnieniu). Roztwory przesycone są bardzo niestabilne. Lekkie potrząsanie naczyniem lub wprowadzenie do roztworu kryształów substancji w roztworze powoduje krystalizację nadmiaru substancji rozpuszczonej i nasycenie roztworu.

Rozcieńczone i stężone roztwory

Nie należy mylić roztworów nienasyconych i nasyconych z rozcieńczonymi i stężonymi. Koncepcje roztworów rozcieńczonych i stężonych są względne i niemożliwe jest wytyczenie między nimi wyraźnej granicy. Określają stosunek ilości substancji rozpuszczonej do rozpuszczalnika. Ogólnie rzecz biorąc, roztwory rozcieńczone to roztwory zawierające małe ilości substancji rozpuszczonej w porównaniu z ilością rozpuszczalnika, roztwory stężone to te z dużą ilością substancji rozpuszczonej.

Na przykład, jeśli w 20 o C rozpuścimy 25 g NaCl w 100 g wody, to otrzymany roztwór będzie zatężony, ale nienasycony, ponieważ rozpuszczalność chlorku sodu w 20 o C wynosi 36 g w 100 g wody. Maksymalna masa AgI rozpuszczającego się w temperaturze 20 o C w 100 g H 2 O to 1,3 10 -7 g. Otrzymany w tych warunkach roztwór AgI będzie nasycony, ale bardzo rozcieńczony.

9.2. Fizyczna i chemiczna teoria roztworów; zjawiska termiczne podczas rozpuszczania

Teoria fizyczna rozwiązania zaproponowali W. Ostwald (Niemcy) i S. Arrhenius (Szwecja). Zgodnie z tą teorią cząsteczki rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej (cząsteczki, jony) są równomiernie rozłożone w całej objętości roztworu dzięki procesom dyfuzji. Nie ma interakcji chemicznych między rozpuszczalnikiem a substancją rozpuszczoną.

teoria chemiczna został zaproponowany przez D.I. Mendelejew. Według D.I. Mendelejew, między cząsteczkami substancji rozpuszczonej a rozpuszczalnikiem, zachodzi oddziaływanie chemiczne z powstawaniem niestabilnych, przekształcających się w siebie związków substancji rozpuszczonej z rozpuszczalnikiem - solwatami.

Rosyjscy naukowcy I.A. Kablukov i V.A. Kistyakowski połączył idee Ostwalda, Arrheniusa i Mendelejewa, kładąc w ten sposób podwaliny pod nowoczesną teorię rozwiązań. Zgodnie z nowoczesną teorią w roztworze mogą istnieć nie tylko cząstki substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika, ale także produkty fizykochemicznego oddziaływania substancji rozpuszczonej z rozpuszczalnikiem - solwaty. solwaty są związkami nietrwałymi o zmiennym składzie. Jeśli rozpuszczalnikiem jest woda, nazywa się je nawilża. Solwaty (hydraty) powstają w wyniku oddziaływań jon-dipol, donor-akceptor, tworzenia wiązań wodorowych itp. Na przykład, gdy NaCl jest rozpuszczony w wodzie, zachodzi oddziaływanie jon-dipol między jonami Na + , Cl - i cząsteczkami rozpuszczalnika. Tworzenie hydratów amoniaku po rozpuszczeniu w wodzie następuje z powodu tworzenia wiązań wodorowych.

Woda uwodniona jest czasami tak silnie związana z substancją rozpuszczoną, że jest wraz z nią uwalniana z roztworu. Nazywane są krystaliczne substancje zawierające cząsteczki wody hydraty krystaliczne, a woda będąca częścią takich kryształów nazywa się krystalizacja. Przykładami hydratów krystalicznych są siarczan miedzi CuSO 4 5H 2 O, ałun potasowy KAl (SO 4) 2 12H 2 O.

Efekty termiczne podczas rozpuszczania

W wyniku zmiany struktury substancji podczas ich przechodzenia ze stanu indywidualnego do rozwiązania, a także w wyniku zachodzących interakcji zmieniają się właściwości układu. Wskazują na to w szczególności termiczne efekty rozpuszczania. Podczas rozpuszczania zachodzą dwa procesy: niszczenie struktury substancji rozpuszczonej i oddziaływanie cząsteczek substancji rozpuszczonej z cząsteczkami rozpuszczalnika. Oddziaływanie substancji rozpuszczonej z rozpuszczalnikiem nazywa się solwatacją. Energia jest zużywana na zniszczenie struktury rozpuszczonej substancji, a oddziaływanie cząstek rozpuszczonej substancji z cząstkami rozpuszczalnika (solwatacja) jest procesem egzotermicznym (idzie z wydzielaniem ciepła). Tak więc proces rozpuszczania może być egzotermiczny lub endotermiczny, w zależności od stosunku tych efektów termicznych. Na przykład podczas rozpuszczania kwasu siarkowego obserwuje się silne ogrzewanie roztworu, tj. uwolnienie ciepła, a po rozpuszczeniu azotanu potasu silne ochłodzenie roztworu (proces endotermiczny).

9.3. Rozpuszczalność i jej zależność od charakteru substancji

Rozpuszczalność jest najlepiej zbadaną właściwością roztworów. Rozpuszczalność substancji w różnych rozpuszczalnikach jest bardzo zróżnicowana. W tabeli. 9.1 pokazuje rozpuszczalność niektórych substancji w wodzie oraz w tabeli. 9.2 - rozpuszczalność jodku potasu w różnych rozpuszczalnikach.

Tabela 9.1

Rozpuszczalność niektórych substancji w wodzie w temperaturze 20 o C

Substancja		Substancja	Rozpuszczalność, g na 100 g H 2 O

Tabela 9.2

Rozpuszczalność jodku potasu w różnych rozpuszczalnikach w 20 o C

Rozpuszczalność zależy od natury substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika, a także od warunków zewnętrznych (temperatura, ciśnienie). W aktualnie stosowanych tabelach referencyjnych proponuje się podział substancji na substancje wysoce rozpuszczalne, słabo rozpuszczalne i nierozpuszczalne. Ten podział nie jest całkowicie poprawny, ponieważ nie ma absolutnie nierozpuszczalnych substancji. Nawet srebro i złoto są rozpuszczalne w wodzie, ale ich rozpuszczalność jest wyjątkowo niska. Dlatego w tym samouczku będziemy używać tylko dwóch kategorii substancji: wysoce rozpuszczalny I trudno rozpuszczalny. Wreszcie, pojęcia „łatwo” i „trudno” rozpuszczalne nie nadają się do interpretacji rozpuszczalności, ponieważ pojęcia te charakteryzują kinetykę procesu rozpuszczania, a nie jego termodynamikę.

Zależność rozpuszczalności od natury substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika

Obecnie nie ma teorii, za pomocą której można by nie tylko obliczyć, ale nawet przewidzieć rozpuszczalność. Wynika to z braku ogólnej teorii rozwiązań.

Rozpuszczalność ciał stałych w cieczach zależy od rodzaju wiązania w ich sieciach krystalicznych. Na przykład substancje z atomowymi sieciami krystalicznymi (węgiel, diament itp.) są słabo rozpuszczalne w wodzie. Substancje z jonową siecią krystaliczną są z reguły dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Reguła, ustanowiona na podstawie wieków doświadczeń w badaniu rozpuszczalności, mówi: „podobne dobrze rozpuszcza się w podobnym”. Substancje z wiązaniem jonowym lub polarnym dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych. Na przykład sole, kwasy, alkohole są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Jednocześnie substancje niepolarne z reguły dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.

Sole nieorganiczne charakteryzują się różną rozpuszczalnością w wodzie.

Tak więc większość soli metali alkalicznych i soli amonowych jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Wysoce rozpuszczalne azotany, azotyny i halogenki (z wyjątkiem halogenków srebra, rtęci, ołowiu i talu) oraz siarczany (z wyjątkiem siarczanów metali ziem alkalicznych, srebra i ołowiu). Metale przejściowe charakteryzują się niską rozpuszczalnością ich siarczków, fosforanów, węglanów i niektórych innych soli.

Rozpuszczalność gazów w cieczach zależy również od ich charakteru. Np. w 100 objętościach wody o temperaturze 20 o C rozpuszcza się 2 objętości wodoru, 3 objętości tlenu. W tych samych warunkach 700 objętości amoniaku rozpuszcza się w 1 objętości H 2 O. Tak wysoką rozpuszczalność NH3 można wytłumaczyć jego chemicznym oddziaływaniem z wodą.

Wpływ temperatury na rozpuszczalność gazów, ciał stałych i cieczy

Kiedy gazy rozpuszczają się w wodzie, ciepło jest uwalniane dzięki uwodnieniu cząsteczek rozpuszczonego gazu. Dlatego zgodnie z zasadą Le Chateliera wraz ze wzrostem temperatury rozpuszczalność gazów maleje.

Temperatura wpływa na rozpuszczalność ciał stałych w wodzie w różny sposób. W większości przypadków rozpuszczalność ciał stałych wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Na przykład rozpuszczalność azotanu sodu NaNO 3 i azotanu potasu KNO 3 wzrasta po podgrzaniu (proces rozpuszczania przebiega z absorpcją ciepła). Rozpuszczalność NaCl nieznacznie wzrasta wraz ze wzrostem temperatury, co jest spowodowane prawie zerowym efektem termicznym rozpuszczania soli kuchennej. Rozpuszczalność wapna gaszonego w wodzie maleje wraz ze wzrostem temperatury, gdyż entalpia hydratacji przeważa nad wartością ΔH destrukcji sieci krystalicznej tego związku, tj. proces rozpuszczania Ca(OH) 2 jest egzotermiczny.

W większości przypadków wraz ze wzrostem temperatury wzrasta również wzajemna rozpuszczalność cieczy.

Wpływ ciśnienia na rozpuszczalność gazów, ciał stałych i cieczy

Ciśnienie praktycznie nie wpływa na rozpuszczalność substancji stałych i ciekłych w cieczach, ponieważ zmiana objętości podczas rozpuszczania jest niewielka. Gdy substancje gazowe są rozpuszczone w cieczy, objętość układu zmniejsza się, dlatego wzrost ciśnienia prowadzi do zwiększenia rozpuszczalności gazów. Ogólnie rzecz biorąc, zależność rozpuszczalności gazów od ciśnienia jest zgodna Prawo W. Henry'ego(Anglia, 1803): rozpuszczalność gazu w stałej temperaturze jest wprost proporcjonalna do jego ciśnienia nad cieczą.

Prawo Henry'ego obowiązuje tylko przy niskich ciśnieniach dla gazów, których rozpuszczalność jest stosunkowo niska i pod warunkiem, że nie ma interakcji chemicznych między cząsteczkami rozpuszczonego gazu a rozpuszczalnikiem.

Wpływ obcych substancji na rozpuszczalność

W obecności innych substancji (soli, kwasów i zasad) w wodzie zmniejsza się rozpuszczalność gazów. Rozpuszczalność gazowego chloru w nasyconym wodnym roztworze soli kuchennej jest 10 razy mniejsza. niż czysta woda.

Efekt zmniejszenia rozpuszczalności w obecności soli nazywa się wysalanie. Spadek rozpuszczalności wynika z uwodnienia soli, co powoduje zmniejszenie liczby wolnych cząsteczek wody. Cząsteczki wody związane z jonami elektrolitów nie są już rozpuszczalnikiem dla innych substancji.

9.4. Stężenie roztworu

Istnieją różne sposoby liczbowego wyrażania składu roztworów: ułamek masowy rozpuszczonej substancji, molarność, miano itp.

Ułamek masowy jest stosunkiem masy substancji rozpuszczonej m do masy całego roztworu. Dla roztworu binarnego składającego się z substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika:

gdzie ω jest ułamkiem masowym substancji rozpuszczonej, m jest masą substancji rozpuszczonej, a M jest masą rozpuszczalnika. Ułamek masowy wyrażany jest w ułamkach jednostki lub w procentach. Na przykład = 0,5 lub ω = 50%.

Należy pamiętać, że funkcją addytywną jest tylko masa (masa całości jest równa sumie mas składników). Objętość rozwiązania nie jest zgodna z tą zasadą.

Stężenie molowe lub molarność to ilość substancji rozpuszczonej w 1 litrze roztworu:

gdzie C jest stężeniem molowym substancji rozpuszczonej X, mol/l; n to ilość rozpuszczonej substancji, mol; V to objętość roztworu, l.

Stężenie molowe jest oznaczone liczbą i literą „M”, na przykład: 3M KOH. Jeśli 1 litr roztworu zawiera 0,1 mola substancji, nazywa się to dziesiętnym, 0,01 mola - centomolarnym, 0,001 mola - milimolowym.

miano to liczba gramów substancji rozpuszczonej zawarta w 1 ml roztworu, tj.

gdzie T jest mianem rozpuszczonej substancji, g/ml; m masa rozpuszczonej substancji, g; V to objętość roztworu, ml.

Ułamek molowy substancji rozpuszczonej- bezwymiarową ilość równą stosunkowi ilości substancji rozpuszczonej n do całkowitej ilości substancji rozpuszczonej n i rozpuszczalnika n ":

,

gdzie N jest ułamkiem molowym substancji rozpuszczonej, n jest ilością substancji rozpuszczonej, mol; n" to ilość substancji rozpuszczalnikowej, mol.

Procent molowy to odpowiedni ułamek pomnożony przez 100%.

9.5. Dysocjacja elektrolityczna

Substancje, których cząsteczki w roztworach lub topią się całkowicie lub częściowo rozkładają się na jony, nazywane są elektrolitami. Roztwory i stopione elektrolity przewodzą prąd elektryczny.

Substancje, których cząsteczki w roztworach lub stopach nie rozkładają się na jony i nie przewodzą prądu elektrycznego, nazywane są nieelektrolitami.

Elektrolity obejmują większość kwasów nieorganicznych, zasad i prawie wszystkie sole, nieelektrolity zawierają wiele związków organicznych, takich jak alkohole, estry, węglowodany itp.

W 1887 roku szwedzki naukowiec S. Arrhenius wysunął hipotezę o dysocjacji elektrolitycznej, zgodnie z którą po rozpuszczeniu elektrolitów w wodzie rozkładają się one na jony naładowane dodatnio i ujemnie.

Dysocjacja jest procesem odwracalnym: równolegle z dysocjacją zachodzi odwrotny proces łączenia się jonów (asocjacji). Dlatego przy pisaniu równań reakcji dysocjacji elektrolitów, zwłaszcza w roztworach stężonych, stawia się znak odwracalności. Na przykład dysocjację chlorku potasu w stężonym roztworze należy zapisać jako:

KS1 K + + С1 – .

Rozważmy mechanizm dysocjacji elektrolitycznej. Substancje z wiązaniem jonowym najłatwiej dysocjują w rozpuszczalnikach polarnych. Po rozpuszczeniu, na przykład w wodzie, polarne cząsteczki H2O są przyciągane przez ich dodatnie bieguny do anionów i ujemne bieguny do kationów. W efekcie wiązanie między jonami słabnie, a elektrolit rozkłada się na jony uwodnione, tj. jony związane z cząsteczkami wody. W podobny sposób dysocjują elektrolity utworzone przez cząsteczki z kowalencyjnym wiązaniem polarnym (HC1, HBr, H 2 S).

Tak więc uwodnienie (solwatacja) jonów jest główną przyczyną dysocjacji. Obecnie ogólnie przyjmuje się, że większość jonów w roztworze wodnym jest uwodniona. Na przykład jon wodorowy H+ tworzy hydrat o składzie H3O+, który nazywamy jonem hydroniowym. Oprócz H 3 O + roztwór zawiera również jony H 5 O 2 + (H 3 O + H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + 2 H 2 O) i H 9 O 4 + (H 3O + 3H 2O). Podczas kompilowania równań dla procesów dysocjacji i zapisywania równań reakcji w formie jonowej, w celu uproszczenia pisania, jon hydroksoniowy H 2 O + jest zwykle zastępowany nieuwodnionym jonem H +. Należy jednak pamiętać, że ta substytucja jest warunkowa, ponieważ proton nie może istnieć w roztworach wodnych, ponieważ reakcja przebiega prawie natychmiast:

H + + H 2 O \u003d H 3 O +.

Ponieważ dokładna liczba cząsteczek wody związanych z jonami uwodnionymi nie została ustalona, ​​podczas pisania równań reakcji dysocjacji stosuje się symbole jonów nieuwodnionych:

CH3COOH CH3COO - + H + .

9.6. Stopień dysocjacji; elektrolity towarzyszące i niezwiązane

Ilościową charakterystyką dysocjacji elektrolitu na jony w roztworze jest stopień dysocjacji. Stopień dysocjacji α to stosunek liczby cząsteczek, które rozpadły się na jony N ”do całkowitej liczby rozpuszczonych cząsteczek N:

Stopień dysocjacji jest wyrażony jako procent lub ułamki jednostki. Jeśli α = 0, to nie ma dysocjacji, a jeśli α = 1, to elektrolit całkowicie rozkłada się na jony. Zgodnie ze współczesnymi koncepcjami teorii roztworów elektrolity dzielą się na dwie grupy: stowarzyszone (słabe) i nieskojarzone (silne).

Dla niezwiązanych (mocnych) elektrolitów w rozcieńczonych roztworach α = 1 (100%), tj. w roztworach istnieją wyłącznie jako jony uwodnione.

Związane elektrolity można z grubsza podzielić na trzy grupy:

słabe elektrolity występują w roztworach głównie w postaci niezdysocjowanych cząsteczek; stopień ich dysocjacji jest niski;

jony stowarzyszone powstają w roztworach w wyniku elektrostatycznego oddziaływania jonów; jak zauważono powyżej, asocjacja zachodzi w stężonych roztworach dobrze dysocjujących elektrolitów; przykładami współpracowników są pary jonowe(K + Cl -, CaCl +), trójniki jonowe(K 2 Cl +, KCl 2 -) i kwadrupole jonowe(K 2 Cl 2 , KCl 3 2– , K 3 Cl 2 +);

kompleksy jonowe i molekularne, (na przykład 2+ , 3–), które nieznacznie dysocjują w wodzie.

Charakter dysocjacji elektrolitu zależy od rodzaju substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika, stężenia roztworu i temperatury. Ilustracją tego przepisu może być zachowanie chlorku sodu w różnych rozpuszczalnikach, tabela. 9.3.

Tabela 9.3

Właściwości chlorku sodu w wodzie i benzenie w różnych stężeniach i temperaturze 25 o C

Silne elektrolity w roztworach wodnych to większość soli, alkaliów, szereg kwasów mineralnych (HC1, HBr, HNO 3, H 2 SO 4, HC1O 4, itp.). Prawie wszystkie kwasy organiczne należą do słabych elektrolitów, niektóre kwasy nieorganiczne, na przykład H 2 S, HCN, H 2 CO 3, HClO i woda.

Dysocjacja mocnych i słabych elektrolitów

Równania dysocjacji dla silnych elektrolitów w rozcieńczonych roztworach wodnych można przedstawić w następujący sposób:

HCl \u003d H + + Cl -,

Ba (OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH -,

K 2 Cr 2 O 7 \u003d 2K + + Cr 2 O 7 2–.

Pomiędzy prawą i lewą częścią równania reakcji dla dysocjacji silnego elektrolitu można również umieścić znak odwracalności, ale wtedy wskazuje się, że 1. Na przykład:

NaOH Na++ OH-.

Proces dysocjacji związanych elektrolitów jest odwracalny, dlatego konieczne jest umieszczenie znaku odwracalności w równaniach ich dysocjacji:

HCN H + + CN – .

NH3H2O ​​NH4+ + OH-.

Dysocjacja powiązanych kwasów wielozasadowych przebiega etapami:

H 3 PO 4 H + + HPO 4 -,

H 2 PO 4 H + + HPO 4 2–,

HPO 4 2– H + + RO 4 3–,

Dysocjacja soli kwasowych utworzonych przez słabe kwasy i sole zasadowe utworzone przez mocne kwasy w rozcieńczonych roztworach przebiega następująco. Pierwszy etap charakteryzuje się stopniem dysocjacji bliskim jedności:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -,

Cu(OH)Cl = Cu(OH)+ + Cl-.

Stopień dysocjacji dla drugiego etapu jest znacznie mniejszy niż jedność:

HCO 3 H + + CO 3 2–,

Cu(OH) + Cu 2+ + OH -.

Oczywiście wraz ze wzrostem stężenia roztworu zmniejsza się stopień dysocjacji związanego elektrolitu.

9.7. Reakcje wymiany jonowej w roztworach

Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej wszystkie reakcje w wodnych roztworach elektrolitów zachodzą nie między cząsteczkami, ale między jonami. Aby odzwierciedlić istotę takich reakcji, stosuje się tzw. równania jonowe. Kompilując równania jonowe należy kierować się następującymi zasadami:

Substancje słabo rozpuszczalne i słabo zdysocjowane, a także gazy są zapisane w postaci molekularnej.

Silne elektrolity, prawie całkowicie zdysocjowane w roztworze wodnym, są rejestrowane jako jony.

Suma ładunków elektrycznych po prawej i lewej stronie równania jonowego musi być równa.

Rozważmy te stanowiska na konkretnych przykładach.

Piszemy dwa równania dla reakcji neutralizacji w postaci molekularnej:

KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O, (9,1)

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O. (9.2)

W postaci jonowej równania (9.1) i (9.2) mają postać:

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)

Po redukcji tych samych jonów w obu częściach równań (9.3) i (9.4) przekształcamy je w jedno zredukowane równanie jonowe dla oddziaływania zasady z kwasem:

H + + OH - \u003d H 2 O.

W ten sposób istota reakcji neutralizacji sprowadza się do interakcji jonów H + i OH -, w wyniku czego powstaje woda.

Reakcje między jonami w wodnych roztworach elektrolitów zachodzą prawie do końca, jeśli w reakcji powstaje osad, gaz lub słaby elektrolit (na przykład H 2 O).

Rozważmy teraz reakcję między roztworami chlorku potasu i azotanu sodu:

KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9,5)

Ponieważ powstałe substancje są dobrze rozpuszczalne w wodzie i nie są usuwane ze sfery reakcyjnej, reakcja jest odwracalna. Równanie reakcji jonowej (9.5) jest zapisane w następujący sposób:

K + + Cl – + Na + + NO 3 – K + + NO 3 – + Na + + Cl – . (9.6)

Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej reakcja ta nie zachodzi, ponieważ wszystkie substancje rozpuszczalne w roztworze występują wyłącznie w postaci jonów, równanie (9.6). Ale jeśli zmieszasz gorące nasycone roztwory KCl i NaNO 3, wtedy NaCl wytrąci się. Wynika to z faktu, że w temperaturze 30 o C i powyżej najniższą rozpuszczalność spośród rozpatrywanych soli obserwuje się w chlorku sodu. W praktyce należy więc brać pod uwagę, że procesy, które są odwracalne w pewnych warunkach (w przypadku roztworów rozcieńczonych), stają się nieodwracalne w innych (gorące roztwory nasycone).

Szczególnym przypadkiem reakcji wymiany w roztworach jest hydroliza.

9.8. Hydroliza solna

Doświadczenie pokazuje, że nie tylko kwasy i zasady, ale także roztwory niektórych soli mają odczyn zasadowy lub kwaśny. W rezultacie następuje zmiana reakcji otoczenia hydroliza ale solute. Hydroliza to oddziaływanie wymienne substancji rozpuszczonej (na przykład soli) z wodą.

Dysocjacja elektrolityczna soli i wody jest przyczyną hydrolizy. Hydroliza zachodzi, gdy jony powstałe podczas dysocjacji soli są w stanie wywierać silne działanie polaryzujące na cząsteczki wody (kationy) lub tworzyć z nimi wiązania wodorowe (aniony), co prowadzi do powstania słabo zdysocjowanych elektrolitów.

Równania hydrolizy soli są zwykle zapisywane w postaci jonowej i molekularnej, przy czym konieczne jest uwzględnienie zasad pisania równań jonowych dla reakcji wymiany.

Przed przystąpieniem do rozważania równań reakcji hydrolizy należy zauważyć, że sole tworzone przez mocną zasadę i mocny kwas(np. NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4) po rozpuszczeniu w wodzie nie ulegają hydrolizie. Jony takich soli nie tworzą z H 2 O słabych elektrolitów, a roztwory tych soli mają odczyn obojętny.

Różne przypadki hydrolizy soli

1. Sole utworzone przez mocną zasadę i słaby kwas na przykład CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN są hydrolizowane przez anion. Jako przykład rozważ hydrolizę CH 3 COONa, prowadzącą do powstania słabo dysocjującego kwasu octowego:

CH3COO - + BEZ CH3 COOH + OH -,

CH3COOHa + HOH CH3COOH + NaOH.

Ponieważ w roztworze pojawia się nadmiar jonów wodorotlenowych, roztwór staje się alkaliczny.

Hydroliza soli kwasów wielozasadowych przebiega etapami iw tym przypadku sole kwasowe tworzą się, a dokładniej aniony soli kwasowych. Na przykład hydrolizę Na 2 CO 3 można wyrazić równaniami:

1 krok:

CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH –,

Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH.

2 kroki

HCO 3 - + HOH H 2 CO 3 + OH -,

NaHCO3 + HOH H2CO3 + NaOH.

Powstające w wyniku hydrolizy w pierwszym etapie jony OH- w znacznym stopniu hamują drugi etap hydrolizy, w wyniku czego hydroliza w drugim etapie przebiega w niewielkim stopniu.

2. Sole powstałe ze słabej zasady i mocnego kwasu na przykład NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 są hydrolizowane przez kation. Przykładem jest proces

NH 4 + + HOH NH 4 OH + H +,

NH4CI + HOH NH4OH + HCI.

Hydroliza jest spowodowana powstawaniem słabego elektrolitu - NH 4 OH (NH 3 H 2 O). W efekcie równowaga dysocjacji elektrolitycznej wody zostaje przesunięta, aw roztworze pojawia się nadmiar jonów H+. Zatem roztwór NH 4 Cl będzie wykazywał reakcję kwasową.

Podczas hydrolizy soli tworzonych przez zasady polikwasów powstają sole zasadowe, a dokładniej kationy soli zasadowych. Rozważmy jako przykład hydrolizę chlorku żelaza (II):

1 krok

Fe 2+ + HOH FeOH + + H + ,

FeCl2 + HOH FeOHCl + HCl.

2 kroki

FeOH + + HOH Fe (OH) 2 + H +,

FeOHCl + HOH Fe(OH) 2 + HCl.

Hydroliza w drugim etapie przebiega nieznacznie w porównaniu z hydrolizą w pierwszym etapie, a zawartość produktów hydrolizy w roztworze w drugim etapie jest bardzo mała.

3. Sole powstałe ze słabej zasady i słabego kwasu na przykład CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4 są hydrolizowane zarówno przez kation, jak i anion. Na przykład, gdy CH 3 COONH 4 rozpuszcza się w wodzie, powstaje słabo dysocjujący kwas i zasada:

CH 3 COO - + NH 4 + + HOH CH 3 COOH + NH 4 OH,

CH3COONH4 + HOH CH3COOH + NH4OH.

W tym przypadku reakcja roztworu zależy od siły słabych kwasów i zasad powstałych w wyniku hydrolizy. Ponieważ w tym przykładzie CH 3 COOH i NH 4 OH mają w przybliżeniu taką samą moc, roztwór soli będzie obojętny.

Podczas hydrolizy HCOONH 4 reakcja roztworu będzie lekko kwaśna, ponieważ kwas mrówkowy jest silniejszy niż kwas octowy.

Hydroliza szeregu soli utworzonych przez bardzo słabe zasady i słabe kwasy, na przykład siarczek glinu, przebiega nieodwracalnie:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S.

4. Licznym reakcjom wymiany w roztworach towarzyszy hydroliza i przebiegają one nieodwracalnie.

A) Gdy roztwory soli metali dwuwartościowych (z wyjątkiem wapnia, strontu, baru i żelaza) oddziałują z wodnymi roztworami węglanów metali alkalicznych, zasadowe węglany wytrącają się w wyniku częściowej hydrolizy:

2MgSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d Mg 2 (OH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4,

3 Pb (NO 3) 2 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3.

B) Gdy wodne roztwory trójwartościowego glinu, chromu i żelaza miesza się z wodnymi roztworami węglanów i siarczków metali alkalicznych, nie powstają węglany i siarczki metali trójwartościowych - zachodzi ich nieodwracalna hydroliza i wytrącają się wodorotlenki:

2AlCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3CO 2 + 6KCl,

2Cr(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6 H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaNO 3 .