Фото

РАСТВОРЫ СОСТОЯНИЕ ОТДЕЛЬНЫХ КОМПОНЕНТОВ ГОРНЫХ ПОРОД В РАСТВОРАХ

1.Классификация дисперсных систем. Растворы, их характеристики. Вода. Растворение как физико- химический процесс. Растворимость веществ. 2.Свойства растворов. Осмос, законы Рауля. Электролиты и неэлектролиты. 3.Теория электролитической диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Состояние сильных электролитов в растворах. 4.Произведение растворимости, растворение горных пород. Водородный показатель. Гидролиз солей План

Дисперсные системы Дисперсные системы – гетерогенные системы, в которых в одном веществе (дисперсионной среде) распределено (диспергированно) в виде очень мелких частиц другое вещество (дисперсная фаза).

Классификация дисперсных систем (по степени дисперсности) Системаr, смПримеры Грубодисперсныеr > Взвеси Гетерогенные системы Тонкодисперсные (коллоидные) > r > Молоко Гели, золи Гомогенные системы (растворы) r < CuSO 4 в воде

Классификация дисперсных систем (по агрегатному состоянию) Т( фаза )-Т( среда ) Твердые р-ры Тв.золи (рубин) Ж-Т Твердая эмульсия (жемчуг) Г-Т Твердая пена (пемза) Н 2 в Pd Т-Ж Взвеси, золи (глина в воде) Истинные р-ры Ж-Ж Эмульсии (молоко) Жидкие р-ры Г-Ж Пена (мыльная пена) О 2 в воде Т-Г Аэрозоли (дым) Ж-Г Аэрозоли (туман) Г-Г Газовые смеси

Туман (Ж-Г)

Истинные растворы в природе (Т-Ж)

Растворы Растворы - однофазные системы переменного состава, состоящие из двух и более компонентов

Растворитель - компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора. В случаях систем Т-Т, Ж-Ж, Г-Г - растворитель - компонент, количество которого больше. Определения

Вода как растворитель Н 2 О Покрывает примерно ¾ поверхности Земли (примерно т), составляет 60-70% от массы тела человека, 90% вещества растений. ПродуктыСодержание, масс % Помидоры95 Яблоки84 Рыба82 Мясо (говядина)64

Вода в атмосфере (облака)

Вода (лед) в атмосфере

Ледники

Реки, озера

Мировой океан

Вода – хороший растворитель для многих веществ. Свойства воды: уголковая молекула с ковалентными связями; молекулы полярные; = 1 г/см 3 ; Т пл = 0 0 С; Т кип =100 0 С; молекулы образуют межмолекулярные Н-связи.

Взаимная растворимость веществ

Растворимость газа в жидкости Г + Ж раствор + Q Принцип Ле Шателье: увеличение р ; увеличение t С = kp (закон Генри), где C - концентрация газа в растворе; p - парциальное давление газа; k - коэффициент.

Растворимость жидкости в жидкости Ж 1 + Ж 2 раствор Принцип Ле Шателье: р – не влияет на равновесие; увеличение t (как правило) -ограниченная и неограниченная р-римость, -несмешивающиеся жидкости, -«Подобное растворяется в подобном»

Растворимость твердого в-ва в жидкости Растворение - физико-химический процесс, включающий в себя: 1) разрушение кристаллической решетки; 2) сольватаци ю (гидратацию); 3) диффузи ю.

Растворимость твердого в-ва в жидкости

Опыт. Образование кристаллогидрата сульфата меди(II) CuSO 4 – бесцветный; CuSO 45Н 2 О – голубого цвета

Растворимость твердого в-ва в жидкости,

G = H - T S При растворении S > 0. H может быть или >0 или H

Растворимость твердого в-ва в жидкости

Растворимость твердого в-ва в двух несмешивающихся жидкостях. Экстракция K = С 1 /С 2 (при t = const), где К - коэффициент распределения Опыт. Экстракция йода хлороформом I 2 - вода - хлороформ. К =130. Следовательно, хлороформом можно экстрагировать йод из воды

Характеристики растворов Ненасыщенные и насыщенные растворы Концентрированные и разбавленные растворы Форма выражения концентрации: Массовая доля (w), процентная концентрация; Молярная концентрация (М, С м, моль/л) Моляльная концентрация (m, моль/1000 г растворителя) Нормальная концентрация (N, С н, моль экв/л) Мольная доля Коэффициент растворимости (растворимость) (г/100 г воды)

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

При изучении свойств растворов было открыто несколько законов: осмотического давления, законы Рауля. Эти законы отражают коллигативные свойства растворов, то есть свойства, определяющиеся числом частиц растворенного вещества в растворе.

ОСМОС Осмос - односторонняя диффузия через полунепроницаемую перегородку (мембрану).

ОСМОС 1 – Сосуд с водой 2 – Сосуд с полупроницаемыми стенками 3 - трубка

ОСМОС Р осм = (С, t 0 ), Р осм (природы в-ва и природы р- рителя). Вант-Гофф (1886, Голландия) для разбавленных растворов неэлектролитов Р осм = С М RT или Р осм V = RT, где С М - мольная концентрация (моль/л); R = 8,31 Дж/моль К; Т - температура, К; Р - давление, кПа.

Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля) р 1 = N 1 p 0, где р 1 - давление насыщ. пара над р-ром; N 1 - мольная доля р-рителя; p 0 - давление насыщ. пара над чистым р-рителем.

Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля) р = р 0 - р 1 = р 0 - N 1 р 0 = (1 - N 1 )р 0 = = N 2 p 0 = р 0 где: n 1 - количество р-рителя; n 2 - количество р-ренного в-ва; N 2 - мольная доля в-ва

Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля)

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем (II закон Рауля) t к(р-ль) - t к(р-р) = t крист = Km K - криоскопическая постоянная; m - моляльная концентрация раствора (моль/1000 г р-рителя); t кип = Em E - эбулиоскопическая постоянная

1 моль вещества в 1000 г воды повышает t кип на 0,52К. КЕ Вода1,860,52 Бензол 5,12,57 Этанол -1,16 Пример

Вывод Величины осмотического давления (Р осм ), понижения давления насыщенного пара р-рителя над р-ром ( р/р 0 ), понижение температуры замерзания ( t крист)., повышение температуры кипения ( t кип ) раствора зависят только от числа частиц вещества в растворе и не зависят от природы растворенного в-ва.

Вещества по своим свойствам в растворах делятся на 2 группы: а) вещества (неэлектролиты), для растворов которых выполняются законы Вант-Гоффа и Рауля; их растворы не проводят электрический ток; б) вещества (электролиты), для растворов которых не выполняются законы Вант-Гоффа и Рауля; их растворы проводят электрический ток.

Поведение электролитов в растворах описывается теорией электролитической диссоциации (повторить самостоятельно, Н.Л.Глинка. Общая химия. ## 81-83, 86-88)

НЕКОТОРЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ И ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Диссоциация и ионизация кислот и оснований

Ступенчатая диссоциация a) HCl = H + + Cl - (К = 10 7 ) б) H 2 SO 4 = H + +HSO 4 - (К 1 = 10 3 ) HSO 4 - H + +SO 4 2- (К 2 = ) ______________________________ H 2 SO 4 2H + +SO 4 2- в) H 2 СO 3 H + +HСO 3 - (К 1 = 4, ) HСO 3 - H + +СO 3 2- (К 2 = 4, ) ______________________________ H 2 СO 3 2H + +СO 3 2-

степень диссоциации электролитов - степень диссоциации; n - число диссоциированных молекул; N - общее число молекул в растворе. 0<

степень диссоциации электролитов = 1 - сильные электролиты (щелочи, HCl, HNO 3, H 2 SO 4, растворимые соли); < 1 - слабые электролиты (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 3 PO 4, органические кислоты, HCN, NH 4 OH).

Пример HCl = H + + Cl - = 1,00 (0,1 моль/л, 20 0 С); CH 3 COOH H + + CH 3 COO - 0,013 (0,1 моль/л, 20 0 С).

К д слабых электролитов CH 3 COOH H + + CH 3 COO - С- С С С К д = = = С 2 К д = С 2 Закон разбавления Оствальда

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов Электроли т КдКд КдКд HNO H 2 CO 3 K 1 4, K 2 4, H 2 SO 3 K K H 2 SiO 3 K K H2SH2SK K CH 3 COOH H 3 PO 4 K K K NH 4 OH

Состояние сильных электролитов в растворе Для сильных электролитов экс 1. Причина - взаимное влияние (тормозящее действие) положительно и отрицательно заряженных ионов. [KCl], моль/л 0,010,112, % 94,286,275,671,2

Состояние сильных электролитов в растворе Активность - эффективная (условная) концентрация электролита, соответственно которой он действует в химических реакциях. а = С а - активность; - коэффициент активности. Коэффициент активности f зависит от ионной силы раствора (I) и заряда ионов (z).

Состояние сильных электролитов в растворе Ионная сила раствора I = 0,5 (С 1 z С 2 z …+С i z i 2 ) Пример. Ионная сила раствора, содержащего 0,1 моль/л NaCl и 0,1 моль/л ВaCl 2. I = 0,5 (0, , ,3 (-1) 2 ) = 0,4

Состояние сильных электролитов в растворе Коэффициенты активности ионов f при различных ионных силах растворов Iz ±1±1±2±2±3±3 0,050,840,500,21 0,10,810,440,16 0,20,800,410,14

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (ПР). РАСТВОРЕНИЕ ГОРНЫХ ПОРОД

ПОНЯТИЕ О ПР Кристаллизация ОСАДОК РАСТВОР Растворение

ПОНЯТИЕ О ПР AgCl(тв) Ag + (р-р) + Cl - (р-р) По закону действия масс: К р = ; AgCl Const ПР (AgCl) = К р AgCl = Ag + Cl - В общем виде: А а В в (тв) аА в+ (р-р) + вВ а- (р-р) ПР (АаВв) = А в+ а В а- в

УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ И РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ В насыщенном р-ре: Ag + Cl - = ПР (AgCl) В ненасыщенном р-ре: Ag + Cl - < ПР (AgCl) В пересыщенном р-ре: Ag + Cl - > ПР (AgCl)

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Для создания условий растворения осадка (получения ненасыщенного раствора) необходимо понизить концентрацию ионов (одного или обоих), образующих малорастворимое вещество

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 1а «Связывание» одного из ионов в слабый электролит Mg(OH) 2 (тв) Mg OH - Mg(OH) 2 + 2NH Cl - Mg Cl - + 2NH 4 OH

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 1б «Связывание» одного из ионов в слабый электролит Fe(OH) 3 Fe OH - Fe(OH) 3 + 3Н + + 3Сl - Fe Cl - + 3H 2 O

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 2 «Связывание» одного из ионов в газообразное вещество CaCO 3 Ca 2+ + CO 3 2- CO H + CO 2 + H 2 O CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ «Связывание» одного из ионов в газообразное вещество FeS Fe 2+ + S 2- S H + H 2 S FeS + 2HCl FeCl 2 + H 2 S

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 3 «Связывание» одного из ионов в комплексное соединение с малой константой нестойкости AgCl Ag + + Cl - Ag + + 2NH 3 Ag(NH 3 ) 2 + AgCl + 2NH 3 Ag(NH 3 ) 2 Cl Раствор

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4a «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2- ; коричневый ПР(Аg 2 CrO 4 ) = 4, ; Аg + * = 2s = моль/л ПР = (2s) 2 s = 4s 3 ; s =.

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4б «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение AgCl Ag + + Cl - ; белый ПР(AgCl) = 1, ; Аg + = = 1, моль/л

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4в «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение Ag 2 S 2Ag + + S 2- ; черный ПР(Ag 2 S) = ; Аg + = 2s моль/л

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4в «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение Результат: Ag 2 CrO 4 AgCl Ag 2 S

УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Осадок образуется при создании условия перенасыщенного раствора

УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Пример 1. Имеется смесь BaCl 2 и CaCl 2 с концентрацией обеих солей 0,1М. Какое вещество выпадает в осадок первым при добавлении раствора H 2 SO 4, если ПР(BaSO 4 ) = 1, ; ПР(CaSO 4 ) = 1, ?

УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Пример 1. 1) Найдем SO 4 2-, необходимую для образования осадка ВaSO 4 из 0,1М р-ра BaCl 2. ПР(BaSO 4 ) Ba 2+ SO SO 4 2- > = (моль/л)

УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Пример 1. 2) Найдем SO 4 2-, необходимую для образования осадка СaSO 4 из 0,1М раствора СaCl 2. ПР(СaSO 4 ) Сa 2+ SO 4 2- SO 4 2- > = = 1, (моль/л)

УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Пример 1. Вывод Так как SO 4 2- для образования осадка СаSO 4 должна быть в 10 6 раз больше, чем для образования осадка ВаSO 4, вначале образуется осадок ВаSO 4.

Определение растворимости (s, моль/л) из величины ПР 1) AgCl Ag + + Cl - s s s ПР( AgCl ) = Ag + Cl - = s s = s 2 ; s = 2) Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2- s 2s s ПР( Ag 2 CrO 4 ) = Ag + 2 CrO 4 2- = (2s) 2 s = 4s 3 ; s =.

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН)

Вода - слабый электролит НОН Н + + ОН - К р = ; Н 2 О С(Н 2 О) = = 55,55 моль/л К р Н 2 О =К w = Н + ОН - (ионное произведение воды); = ; = -lg = 14.

Вода - слабый электролит В воде Н + = ОН - = = моль/л. Водородный показатель: рН = -lg Н + = -lg = 7.

Среда Н +, моль/л pH Нейтральная Н + = ОН Кислая Н + > ОН - > (напр ) < 7 (напр. 5) Щелочная Н + < ОН - < (напр ) > 7 (напр. 10) рН + рОН = 14

Индикаторы - вещества, изменяющие цвет при изменении среды (рН) раствора

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз - взаимодействие катионов или анионов соли (или тех и других) с водой, которое приводит к образованию слабого электролита

1) HCl + NaOH NaCl + HOH H + + OH - HOH Равновесие сдвинуто вправо практически полностью б) CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + HOH CH 3 COOH + OH - CH 3 COO - + HOH Равновесие Гидролиз – реакция, обратная по отношению к реакции нейтрализации

«Правила» гидролиза При гидролизе соли: на гидролиз одного иона приходится одна молекула воды; в обычных условиях гидролиз идет практически только по первой ступени, гидролиз может идти до конца только (а) при высокой температуре и (б) при большом разбавлении.

ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 1.Соль образована сильным основанием и сильной кислотой Na 2 SO 4 + HOH 2Na + + SO HOH Гидролиз не идет, слабый электролит не образуется. Среда нейтральная, рН = 7

ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl NH Cl - + HOH NH 4 OH + H + + Cl - NH HOH NH 4 OH + H + Гидролиз идет Среда кислая, рН < 7

ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой Al 2 (SO 4 ) 3 + HOH 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 2Al SO HOH 2AlOH H + + 3SO 4 2- Al 3+ + HOH AlOH 2+ + H + Гидролиз идет Среда кислая, рН < 7

ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 3. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH 2Na + + CO HOH HCO Na + + OH - CO HOH HCO OH - Гидролиз идет Среда щелочная, рН > 7

ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой 4.1 Соль не растворима в воде CuS + HOH Гидролиз не идет

ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 4.Соль образована слабым основанием и слабой кислотой 4.2 Соль в растворе не существует Al 2 S 3 + 6HOH 2Al(OH) 3 + 3H 2 S Гидролиз идет полностью, до конца

ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 4.Соль образована слабым основанием и слабой кислотой 4.3 Соль растворима в воде a)(NH 4 ) 2 CO 3 + HOH NH 4 HCO 3 + NH 4 OH 2NH CO HOH HCO NH 4 OH + NH 4 + б) NH 4 HCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NH 4 OH NH HCO HOH H 2 CO 3 + NH 4 OH Гидролиз идет по ступеням,полностью, до конца, среда примерно нейтральная, рН около 7

Особые случаи гидролиза 1) SbCl 3 + HOH SbOHCl 2 + HCl Sb 3+ + HOH SbOH 2+ + H + 2) SbOH 2+ + HOH Sb(OH) H + SbO + H 2 O SbOHCl 2 + HOH SbOCl + HCl + H 2 O

Особые случаи гидролиза 1) 2Na 2 SiO 3 + 2HOH 2NaHSiO 3 + 2NaOH 2SiO HOH 2HSiO OH - 2)2HSiO 3 - Si 2 O H 2 O Na 2 SiO 3 + HOH Na 2 Si 2 O 5 + 2NaOH

КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ГИДРОЛИЗА Степень гидролиза h =

КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ГИДРОЛИЗА Константа гидролиза К г = или или

Связь между степенью гидролиза и константой гидролиза К г = Сh 2 h =

K г 1 (К 2 СО 3 ) = = 2, K г 2 (К 2 СО 3 ) = = 2, К г 2 « К г 1

Усиление гидролиза Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH 2Na + + CO HOH HCO Na + + OH - CO HOH HCO OH - - разбавление; - нагревание Опыт. Гидролиз FeCl 3 при нагревании

Ослабление гидролиза Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH 2Na + + CO HOH HCO Na + + OH - CO HOH HCO OH - - добавление щелочи (кислоты)

Взаимное усиление гидролиза 3Na 2 S + 2AlCl 3 + 6HOH = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl