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.
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.
|
В результате изучения данной темы вы узнаете:
В результате изучения данной темы вы научитесь:
Учебные вопросы: |
9.1. Растворы и их классификация
Растворами называют гомогенные системы, в которых одно вещество распределено в среде другого (других) веществ.
Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ). Эти понятия условны. Если одним из составляющих растворов веществ является жидкость, а другими - газы или твердые вещества, то растворителем обычно считают жидкость. В других случаях растворителем считают тот компонент, которого больше.
Газообразные, жидкие и твердые растворы
В зависимости от агрегатного состояния
растворителя различают газообразные, жидкие и твердые
растворы. Газообразным раствором является, например, воздух и другие смеси газов. Морская вода - наиболее распространенный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твердым растворам принадлежат многие металлические сплавы.
Истинные и коллоидные растворы
По степени дисперсности
различают истинные и коллоидные растворы
(коллоидные системы). При образовании истинных растворов растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов. Размер частиц в таких растворах равен 10 –7 - 10 –8 см. Коллоидные растворы относятся к гетерогенным системам, в которых частицы одного вещества (дисперсная фаза) равномерно распределены в другом (дисперсионная среда). Размер частиц в дисперсных системах находится в пределах от 10 –7 см до 10 –3 и более см. Следует отметить, что здесь и далее везде мы будем рассматривать истинные растворы.
Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы
Процесс растворения связан с диффузией, т. е. с самопроизвольным распределением частиц одного вещества между частицами другого. Так, процесс растворения твердых веществ, имеющих ионное строение, в жидкостях можно представить следующим образом: под влиянием растворителя разрушается кристаллическая решетка твердого вещества, а ионы распределяются равномерно по всему объему растворителя. Раствор останется ненасыщенным до тех пор, пока в него может переходить еще некоторое количество вещества.
Раствор, в котором вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в состоянии равновесия с твердой фазой растворяемого вещества, называется насыщенным . Растворимость данного вещества равна его концентрации в насыщенном растворе. При строго определенных условиях (температура, растворитель) растворимость есть величина постоянная.
Если растворимость вещества увеличивается с ростом температуры, то охлаждая насыщенный при более высокой температуре раствор, можно получить пересыщенный
раствор, т.е. такой раствор, концентрация вещества в котором выше концентрации насыщенного раствора (при данных температуре и давлении). Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Легкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристаллов вещества, находящегося в растворе, вызывает кристаллизацию избытка растворенного вещества, и раствор становится насыщенным.
Разбавленные и концентрированные растворы
Не следует путать ненасыщенный и насыщенный растворы с разбавленным и концентрированным. Понятия разбавленный и концентрированный растворы – относительные и между ними нельзя провести четкой границы. Они определяют соотношение между количествами растворенного вещества и растворителя. В общем случае, разбавленные растворы – это растворы, содержащие небольшие количества растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя, концентрированные – с большим содержанием растворенного вещества.
Например, если при 20 o С растворить в 100 г воды 25 г NaCl, то полученный раствор будет концентрированным, но ненасыщенным, поскольку растворимость хлорида натрия при 20 o С составляет 36 г в 100 г воды. Максимальная масса AgI, которая растворяется при 20 o С в 100 г Н 2 О равна 1,3·10 –7 г. Полученный при этих условиях раствор AgI будет насыщенным, но очень разбавленным.
9.2. Физическая и химическая теория растворов; тепловые явления при растворении
Физическая теория растворов была предложена В. Оствальдом (Германия) и С. Аррениусом (Швеция). Согласно этой теории частицы растворителя и растворенного вещества (молекулы, ионы) равномерно распределяются по всему объему раствора вследствие процессов диффузии. При этом между растворителем и растворенным веществом отсутствует химическое взаимодействие.
Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов.
Русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский объединили представления Оствальда, Аррениуса и Менделеева, заложив тем самым основу современной теории растворов. Согласно современной теории в растворе могут существовать не только частицы растворенного вещества и растворителя, но и продукты физико-химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем – сольваты. Сольваты – это неустойчивые соединения переменного состава. Если растворителем является вода, их называют гидратами . Сольваты (гидраты) образуются за счет ион-дипольного, донорно-акцепторного взаимодействий, образования водородных связей и т.д. Например, при растворении NaCl в воде между ионами Na + , Cl – и молекулами растворителя возникает ион-дипольное взаимодействие. Образование гидратов аммиака при его растворении в воде происходит за счет образования водородных связей.
Гидратная вода иногда настолько прочно связывается с растворенным веществом, что выделяется вместе с ним из раствора. Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами , а вода, входящая в состав таких кристаллов, называется кристаллизационной . Примерами кристаллогидратов является медный купорос CuSO 4 ·5H 2 O, алюмокалиевые квасцы KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O.
Тепловые эффекты при растворении
В результате изменения структуры веществ при переходе их из индивидуального состояния в раствор, а также в результате происходящих взаимодействий изменяются свойства системы. На это указывают, в частности, тепловые эффекты растворения. При растворении происходят два процесса: разрушение структуры растворяемого вещества и взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Взаимодействие растворенного вещества с растворителем называется сольватацией. На разрушение структуры растворяемого вещества затрачивается энергия, а взаимодействие частиц растворенного вещества с частицами растворителя (сольватация) – процесс экзотермический (идет с выделением теплоты). Таким образом, процесс растворения может быть экзотермическим или эндотермическим, в зависимости от соотношения этих тепловых эффектов. Например, при растворении серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, т.е. выделение теплоты, а при растворении нитрата калия – сильное охлаждение раствора (эндотермический процесс) .
9.3. Растворимость и ее зависимость от природы веществ
Растворимость – наиболее изученное свойство растворов. Растворимость веществ в различных растворителях колеблется в широких пределах. В табл. 9.1 приведена растворимость некоторых веществ в воде, а в табл. 9.2 – растворимость йодида калия в различных растворителях.
Таблица 9.1
Растворимость некоторых веществ в воде при 20 o С
Вещество |
Вещество |
Растворимость, г на 100 г H 2 O |
|
Таблица 9.2
Растворимость иодида калия в различных растворителях при 20 o С
Растворимость зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от внешних условий (температуры, давления). В используемых в настоящее время справочных таблицах предлагается подразделять вещества на хорошо растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Такое деление не совсем правильно, поскольку абсолютно нерастворимых веществ нет. Даже серебро и золото растворимы в воде, однако их растворимость крайне незначительна. Поэтому в данном пособии мы будем использовать лишь две категории веществ: хорошо растворимые и малорастворимые . Наконец неприменимо для интерпретации растворимости понятия “легко” и “трудно” растворимый, поскольку эти термины характеризуют кинетику процесса растворения, а не его термодинамику.
Зависимость растворимости от природы растворенного вещества и растворителя
В настоящее время нет теории, с помощью которой можно было бы не только вычислить, но даже и предсказывать растворимость. Это объясняется отсутствием общей теории растворов.
Растворимость твердых веществ в жидкостях зависит от типа связи в их кристаллических решетках. Например, вещества с атомными кристаллическими решетками (углерод, алмаз и др.) мало растворимы в воде. Вещества с ионной кристаллической решеткой, как правило, хорошо растворимы в воде.
Правило, установленное из многовекового опыта исследования растворимости гласит: “подобное хорошо растворяется в подобном”. Вещества с ионным или полярным типом связи хорошо растворяются в полярных растворителях. Например, соли, кислоты, спирты хорошо растворимы в воде. В то же время неполярные вещества, как правило, хорошо растворяются в неполярных растворителях.
Для неорганических солей характерна различная растворимость в воде.
Так, большинство солей щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Хорошо растворимы нитраты, нитриты и галогениды (кроме галогенидов серебра, ртути, свинца и таллия) и сульфаты (кроме сульфатов щелочноземельных металлов, серебра и свинца). Для переходных металлов характерна небольшая растворимость их сульфидов, фосфатов, карбонатов и некоторых других солей.
Растворимость газов в жидкостях также зависит от их природы. Например, в 100 объемах воды при 20 o С растворяется 2 объема водорода, 3 объема кислорода. В тех же условиях в 1 объеме Н 2 О растворяется 700 объемов аммиака. Такую большую растворимость NH 3 можно объяснить его химическим взаимодействием с водой.
Влияние температуры на растворимость газов, твердых веществ и жидкостей
При растворении газов в воде вследствие гидратации молекул растворяемого газа выделяется теплота. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье при повышении температуры растворимость газов понижается.
Температура различным образом влияет на растворимость твердых веществ в воде. В большинстве случаев растворимость твердых веществ возрастает с повышением температуры. Например, растворимость нитрата натрия NaNO 3 и нитрата калия КNO 3 при нагревании увеличивается (процесс растворения протекает с поглощением теплоты). Растворимость NaCl при увеличении температуры возрастает незначительно, что связано с почти нулевым тепловым эффектом растворения поваренной соли. Растворимость гашеной извести в воде с повышением температуры уменьшается, поскольку энтальпия гидратации преобладает над величиной Δ Н разрушения кристаллической решетки этого соединения, т.е. процесс растворения Ca(OH) 2 экзотермичен.
В большинстве случаев взаимная растворимость жидкостей также возрастает с повышением температуры.
Влияние давления на растворимость газов, твердых веществ и жидкостей
На растворимость твердых и жидких веществ в жидкостях давление практически не оказывает влияния, так как изменение объема при растворении невелико. При растворении газообразных веществ в жидкости происходит уменьшение объема системы, поэтому повышение давления приводит к увеличению растворимости газов. В общем виде зависимость растворимости газов от давления подчиняется закону У. Генри (Англия, 1803 г.): растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорциональна его давлению над жидкостью .
Закон Генри справедлив лишь при небольших давлениях для газов, растворимость которых сравнительно невелика и при условии отсутствия химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителем.
Влияние посторонних веществ на растворимость
В присутствии в воде других веществ (солей, кислот и щелочей) растворимость газов уменьшается. Растворимость газообразного хлора в насыщенном водном растворе поваренной соли в 10 раз меньше. Чем в чистой воде.
Эффект понижения растворимости в присутствии солей называется высаливанием . Понижение растворимости обусловлено гидратацией солей, что вызывает уменьшение числа свободных молекул воды. Молекулы воды, связанные с ионами электролита, уже не являются растворителем для других веществ.
9.4. Концентрация растворов
Существуют различные способы численного выражения состава растворов: массовая доля растворенного вещества, молярность, титр и др.
Массовая доля – это отношение массы растворенного вещества m к массе всего раствора. Для бинарного раствора, состоящего из растворенного вещества и растворителя:
где ω – массовая доля растворенного вещества, m – масса растворенного вещества, M – масса растворителя. Массовую долю выражают в долях от единицы или в процентах. Например, ω = 0,5 или ω = 50%.
Следует помнить, что только масса является аддитивной функцией (масса целого равна сумме масс составляющих). Объем раствора не подчиняется этому правилу.
Молярная концентрация или молярность – это количество растворенного вещества в 1 литре раствора:
где C – молярная концентрация растворенного вещества X, моль/л; n – количество растворенного вещества, моль; V – объем раствора, л.
Молярная концентрация обозначается числом и буквой “М”, например: 3М КОН. Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль вещества, то он называется децимолярным, 0,01 моль – сантимолярным, 0,001 моль – миллимолярным.
Титр – это число граммов растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора, т.е.
где T – титр растворенного вещества, г/мл; m – масса растворенного вещества, г; V – объем раствора, мл.
Мольная доля растворенного вещества – безразмерная величина, равная отношению количества растворенного вещества n к общему количеству растворенного вещества n и растворителя n" :
,
где N – мольная доля растворенного вещества, n – количество растворенного вещества, моль; n" – количество вещества растворителя, моль.
Мольный процент представляет собой соответствующую долю, умноженную на 100%.
9.5. Электролитическая диссоциация
Вещества, молекулы которых в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток.
Вещества, молекулы которых в растворах или расплавах на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и почти все соли, к неэлектролитам – многие органические соединения, например, спирты, эфиры, углеводы, и т.д.
В 1887 г. шведский ученый С. Аррениус выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой при растворении электролитов в воде происходит их распад на положительно и отрицательно заряженные ионы.
Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому при написании уравнений реакции диссоциации электролитов в особенности в концентрированных растворах ставят знак обратимости . Например, диссоциацию хлорида калия в концентрированном растворе следует записывать в виде:
КС1 К + + С1 – .
Рассмотрим механизм электролитической диссоциации. Легче всего в полярных растворителях диссоциируют вещества с ионным типом связи. При их растворении, например, в воде полярные молекулы Н 2 О притягиваются своими положительными полюсами к анионам, а отрицательными полюсами – к катионам. В результате связь между ионами ослабевает, и электролит распадается на гидратированные ионы, т.е. ионы, связанные с молекулами воды. Аналогичным образом диссоциируют электролиты, образованные молекулами с ковалентной полярной связью (НС1, НBr, H 2 S).
Таким образом, гидратация (сольватация) ионов является основной причиной диссоциации. В настоящее время общепринято считать, что в водном растворе большинство ионов гидратировано. Например, ион водорода Н + образует гидрат состава Н3О + , который называется ионом гидроксония. Помимо Н 3 О + в растворе имеются также ионы Н 5 О 2 + (Н 3 О + ·Н 2 О), Н 7 О 3 + (Н 3 О + ·2Н 2 О) и Н 9 О 4 + (Н 3 О + ·3Н 2 О). При составлении уравнений процессов диссоциации и написании уравнений реакций в ионной форме для упрощения записи ион гидроксония Н 2 О + обычно заменяют на негидратированный ион Н + . Следует, однако, помнить, что эта замена условна, поскольку в водных растворах протон не может существовать, поскольку практически мгновенно протекает реакция:
Н + + Н 2 О = Н 3 О + .
Поскольку не установлено точное число молекул воды, связанных с гидратированными ионами, при написании уравнений реакции диссоциации используются символы негидратированных ионов:
СН3СООН СН3СОО – + Н + .
9.6. Степень диссоциации; ассоциированные и неассоциированные электролиты
Количественной характеристикой диссоциации электролита на ионы в растворе является степень диссоциации. Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N" к общему числу растворенных молекул N:
Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, то электролит полностью распадается на ионы. Согласно современным представлениям теории растворов электролиты делятся на две группы: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные).
Для неассоциированных (сильных) электролитов в разбавленных растворах α = 1 (100%), т.е. в растворах они существуют исключительно в виде гидратированных ионов.
Ассоциированные электролиты можно условно разделить на три группы:
слабые электролиты существуют в растворах в основном в виде недиссоциированных молекул; степень их диссоциации невелика;
ионные ассоциаты образуются в растворах в результате электростатического взаимодействия ионов; как выше уже отмечалось, ассоциация имеет место в концентрированных растворах хорошо диссоциирующих электролитов; примерами ассоциатов являются ионные пары (К + Cl – ,СаС1 +), ионные тройники (K 2 Cl + , KCl 2 –) и ионные квадруполи (K 2 Cl 2 , KCl 3 2– , K 3 Cl 2 +);
ионные и молекулярные комплексы , (например, 2+ , 3–) которые незначительно диссоциируют в воде.
Характер диссоциации электролита зависит от природы растворенного вещества и растворителя, концентрации раствора, температуры. Иллюстрацией этому положению может служить поведение хлорида натрия в различных растворителях, табл. 9.3.
Таблица 9.3
Свойства хлорида натрия в воде и в бензоле при различных концентрациях и температуре 25 o С
К сильным электролитам в водных растворах относятся большинство солей, щелочи, ряд минеральных кислот (НС1, HBr , НNО 3 , H 2 SO 4 , НС1O 4 и др.). К слабым электролитам принадлежат почти все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты, например, H 2 S, HCN, H 2 CO 3 , HСlO и вода.
Диссоциация сильных и слабых электролитов
Уравнения диссоциации сильных электролитов в разбавленных водных растворах можно представить следующим образом:
HCl = H + + Cl – ,
Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH – ,
K 2 Cr 2 O 7 = 2K + + Cr 2 O 7 2– .
Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита можно поставить и знак обратимости, но тогда указывается, что a 1. Например:
NaOH Na + + OH – .
Процесс диссоциации ассоциированных электролитов обратим, поэтому в уравнения их диссоциации необходимо обязательно поставить знак обратимости:
HCN H + + CN – .
NH 3 ·H 2 O NH 4 + + OH – .
Диссоциация ассоциированных многоосновных кислот происходит ступенчато:
H 3 РO 4 H + + НРO 4 – ,
Н 2 РO 4 H + + НРO 4 2– ,
НРO 4 2– H + + РO 4 3– ,
Диссоциация образованных слабыми кислотами кислых солей и основных солей, образованных сильными кислотами в разбавленных растворах происходит следующим образом. Первый этап характеризуется степенью диссоциации, близкой к единице:
NaНCO 3 = Na + + НCO 3 – ,
Cu(OH)Cl = Cu(OH) + + Cl – .
Степень диссоциации для второго этапа много меньше единицы:
НCO 3 Н + + CO 3 2– ,
Cu(OH) + Cu 2+ + ОН – .
Очевидно, что с увеличением концентрации раствора степень диссоциации ассоциированного электролита уменьшается.
9.7. Реакции ионного обмена в растворах
Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов происходят не между молекулами, а между ионами. Для отражения сущности таких реакций используют так называемые ионные уравнения. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться следующими правилами:
Малорастворимые и мало диссоциированные вещества, а также газы записываются в молекулярной форме.
Сильные электролиты, практически полностью диссоциированные в водном растворе, записывают в виде ионов.
Сумма электрических зарядов в правой и левой частях ионного уравнения должна быть равной.
Рассмотрим эти положения на конкретных примерах.
Запишем два уравнения реакций нейтрализации в молекулярной форме:
KOH + HCl = KCl + H 2 O, (9.1)
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O. (9.2)
В ионной форме уравнения (9.1) и (9.2) имеют следующий вид:
K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H 2 O, (9.3)
2Na + + 2OH – + 2H + + SO 4 2– = 2Na + + SO 4 2– + 2H 2 O. (9.4)
Сократив одинаковые ионы в обеих частях уравнений (9.3) и (9.4), преобразуем их в одно сокращенное ионное уравнение взаимодействия щелочи с кислотой:
Н + + ОН – = Н 2 О.
Таким образом, сущность реакции нейтрализации сводится к взаимодействию ионов Н + и ОН – , в результате которого образуется вода.
Реакции между ионами в водных растворах электролитов протекают практически до конца, если в реакции образуются осадок, газ или слабый электролит (например, Н 2 О).
Рассмотрим теперь реакцию между растворами хлорида калия и нитрата натрия:
KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9.5)
Поскольку образующиеся вещества хорошо растворимы в воде и не удаляются из сферы реакции, то реакция обратима. Ионное уравнение реакции (9.5) запишется следующим образом:
K + + Cl – + Na + + NO 3 – K + + NO 3 – + Na + + Cl – . (9.6)
С точки зрения теории электролитической диссоциации данная реакция не идет, поскольку в растворе все растворимые вещества присутствуют исключительно в виде ионов, уравнение (9.6). Но если смешать горячие насыщенные растворы KCl и NaNO 3 , то выпадет осадок NaCl. Это связано с тем, что при температуре 30 o С и выше самая низкая растворимость среди рассматриваемых солей наблюдается у хлорида натрия. Таким образом, на практике следует учитывать, что процессы, обратимые в одних условиях (в случае разбавленных растворов), становятся необратимыми при каких–то иных условиях (горячие насыщенные растворы).
Частным случаем реакции обмена в растворах является гидролиз.
9.8. Гидролиз солей
Опыт показывает, что не только кислоты и основания, но и растворы некоторых солей имеют щелочную или кислую реакцию. Изменение реакции среды происходит в результате гидролиз а растворенного вещества. Гидролиз – это обменное взаимодействие растворенного вещества (например, соли) с водой.
Электролитическая диссоциация солей и воды является причиной гидролиза. Гидролиз происходит в тех случаях, когда ионы, образующиеся при диссоциации соли, способны оказывать сильное поляризующее действие на молекулы воды (катионы) или давать с ними водородные связи (анионы), что приводит образованию малодиссоциированных электролитов.
Уравнения гидролиза солей принято записывать в ионной и молекулярной формах, при этом необходимо учитывать правила написания ионных уравнений реакций обмена.
Прежде чем приступить к рассмотрению уравнений реакций гидролиза, необходимо отметить, что соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaNO 3 , ВаCl 2 , Na 2 SO 4), при растворении в воде гидролизу не подвергаются. Ионы таких солей не образуют с Н 2 О слабых электролитов, и растворы этих солей имеют нейтральную реакцию.
Различные случаи гидролиза солей
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой , например, CH 3 COONa, Na 2 CO 3 , Na 2 S, KCN гидролизуются по аниону. В качестве примера рассмотрим гидролиз CH 3 COONa, приводящий к образованию малодиссоциирующей уксусной кислоты:
СН3СОО – + НОН СН 3 СООН + ОН – ,
СН3СООNa + НОН СН 3 СООН + NaОН.
Поскольку в растворе появляется избыток гидроксид ионов, то раствор принимает щелочную реакцию.
Гидролиз солей многоосновных кислот протекает ступенчато, и при этом образуются кислые соли, точнее, анионы кислых солей. Например, гидролиз Na 2 CO 3 может быть выражен уравнениями:
1 ступень:
CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – ,
Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.
2 ступень
HCO 3 – + HOH H 2 CO 3 + OH – ,
NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.
Образующиеся в результате гидролиза по первой ступени ионы ОН- в значительной степени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате гидролиз по второй ступени протекает в незначительной степени.
2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой , например, NH 4 Cl, FeCl 3 , Al 2 (SO 4) 3 гидролизуются по катиону. Примером служит процесс
NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + ,
NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.
Гидролиз обусловлен образованием слабого электролита - NH 4 OH (NH 3 ·H 2 O). В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается, и в растворе появляется избыток ионов Н + . Таким образом, раствор NH 4 Cl будет проявлять кислую реакцию.
При гидролизе солей, образованных многокислотными основаниями, образуются основные соли, точнее, катионы основных солей. Рассмотрим в качестве примера гидролиз хлорида железа (II):
1 ступень
Fe 2+ + HOH FeOH + + H + ,
FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.
2 ступень
FeOH + + HOH Fe(OH) 2 + H + ,
FeOHCl + HOH Fe(OH) 2 + HCl.
Гидролиз по второй ступени протекает незначительно в сравнении с гидролизом по первой ступени и содержание в растворе продуктов гидролиза по второй ступени очень мало.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой , например, CH 3 COONH 4 , (NH 4) 2 CO 3 , HCOONH 4 , гидролизуются и по катиону, и по аниону. Например, при растворении в воде СH 3 COONH 4 образуются малодиссоциирующие кислота и основание:
СH 3 COO – + NH 4 + + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH,
СH3COONH 4 + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH.
В этом случае реакция раствора зависит от силы образующихся в результате гидролиза слабых кислоты и основания. Поскольку в рассматриваемом примере СH 3 COOH и NH 4 OH примерно равны по силе, то раствор соли будет нейтральным.
При гидролизе HCOONH 4 реакция раствора будет слабокислой, поскольку муравьиная кислота сильнее уксусной.
Гидролиз ряда солей, образованных очень слабыми основаниями и слабыми кислотами, например, сульфида алюминия, протекает необратимо:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.
4. Ряд обменных реакций в растворах сопровождаются гидролизом и протекают необратимо.
А) При взаимодействии растворов солей двухвалентных металлов (кроме кальция, стронция, бария и железа) с водными растворами карбонатов щелочных металлов в результате частичного гидролиза в осадок выпадают основные карбонаты:
2MgSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4 ,
3 Pb(NO 3) 2 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O = Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3 .
Б) При смешении водных растворов трехвалентных алюминия, хрома и железа с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов не образуются карбонаты и сульфиды трехвалентных металлов – протекает их необратимый гидролиз и в осадок выпадают гидроксиды:
2AlCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(ОН) 3 + 3СO 2 + 6KCl,
2Cr(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaNO 3 .
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?
УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ
Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47,
48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24, 29, 30, 31, 34, 35, 39, 41, 42, 45/2004;
2, 3, 5, 8, 10, 16, 17/2005;
1, 2, 10, 12/2006
Организмы животных и растений, гидросфера, земная кора и недра, космическое пространство часто представляют собой вещества в раздробленном, или, как говорят, дисперсном, состоянии. Большинство веществ окружающего нас мира существует в виде дисперсных систем: почвы, ткани живых организмов, пищевые продукты и др. Химия дисперсного состояния довольно новая наука, но она почти не изучается ни в школе, ни в нехимических высших учебных заведениях, хотя эта научная область имеет не меньшее значение для нашей жизни, чем химия комплексных и органических соединений. Читая эту главу, постоянно думайте, когда и где вы встречаете описываемое явление в природе, быту или производстве, а также, как можно его использовать.
Спонсор публикации статьи интернет-магазин "Butik-Vera" в Москве. Онлайн распродажи женской одежды - блузы и топы, платья из кружева , кардиганы, лосины, шорты и другая одежда, обувь и аксессуары, а также одежда больших размеров. Доступные цены, большой выбор, гарантия качества, огромные скидки, новинки каждый день, индивидуальный пошив. Посмотреть каталог товаров, цены, контакты, условия доставки и сделать заказ Вы сможете на сайте, который располагается по адресу: http://www.butik-vera.ru.
Дисперсные системы – это системы, в которых мелкие частицы вещества, или дисперсная фаза , распределены в однородной среде (жидкость, газ, кристалл), или дисперсионной фазе (рис. 8.25).
 |
Размер частиц дисперсной фазы характеризуется дисперсностью. В зависимости от нее дисперсные системы можно разделить на высокодисперсные , или собственно коллоидные , и низкодисперсные (грубодисперсные) .
Размер частиц низкодисперсных систем составляет 10 –3 мм и больше. Размер частиц высокодисперсных систем лежит в интервале 10 –6 –10 –4 мм (от 1 до 100 нм), что, как минимум, на порядок больше размера частиц в истинных растворах ( 10 –7 мм). Химия дисперсных систем изучает поведение вещества в сильно раздробленном, высокодисперсном состоянии, характеризующемся очень высоким отношением общей площади поверхности всех частиц к их общему объему или массе (степень дисперсности).
От названия коллоидных систем произошло название отдельной области химии – коллоидной. «Коллоидная химия» – традиционное название химии дисперсных систем и поверхностных явлений. Раньше коллоидами называли клееподобные вещества, теперь это высокодисперсные системы с сильно развитой поверхностью раздела фаз. Ниже мы будем использовать старые традиционные термины, понимая их современный смысл. Например, под выражением «коллоидный раствор» будем иметь в виду высокодисперсное состояние вещества в воде в качестве дисперсионной среды.
Важнейшая особенность дисперсного состояния вещества состоит в том, что энергия системы главным образом сосредоточена на поверхности раздела фаз. При диспергировании, или измельчении, вещества происходит значительное увеличение площади поверхности частиц (при постоянном суммарном их объеме). При этом энергия, затрачиваемая на измельчение и на преодоление сил притяжения между образующимися частицами, переходит в энергию поверхностного слоя – поверхностную энергию . Чем выше степень измельчения, тем больше поверхностная энергия. Поэтому область химии дисперсных систем (и коллоидных растворов) считают химией поверхностных явлений.
Коллоидные частицы настолько малы (содержат 10 3 –10 9 атомов), что не задерживаются обычными фильтрами, не видны в обычный микроскоп, не оседают под действием силы тяжести. Их устойчивость со временем снижается, т.е. они подвержены «старению». Дисперсные системы термодинамически неустойчивы и стремятся к состоянию с наименьшей энергией, когда поверхностная энергия частиц становится минимальной. Это достигается за счет уменьшения общей площади поверхности при укрупнении частиц (что может также происходить при адсорбции на поверхности частиц других веществ).
Свойства вещества в раздробленном, или дисперсном, состоянии значительно отличаются от свойств того же вещества, находящегося в недисперсном состоянии, т.е. в виде куска твердого тела или некоторого объема жидкости.
Так, давление пара воды над плоской поверхностью при 20 °С равно 2333 Па, но над каплями воды радиусом 1 мм оно выше на 0,003 Па, а над каплями радиусом
0,01 мм – на 0,3 Па. Кристаллический гидрат оксида алюминия Al 2 О 3 3Н 2 О (или
Al(ОН) 3) начинает терять воду при 200 °С, а в очень мелкораздробленном состоянии – при 100 °С. Золото в соляной кислоте не растворяется, однако в высокодисперсном состоянии легко переходит в раствор. Растворимость СаSО 4 в воде составляет
4,9 10 –3 моль/л, но для частиц СаSО 4 размером 2 10 –4 см она повышается до
1,5 10 –3 моль/л.
В связи с тем, что поверхностная энергия
маленькой частицы выше, чем более крупной,
термодинамические свойства их различны. Так,
растворимость мельчайших кристалликов выше, чем
больших, и происходит перенос вещества из
высокодисперсной фазы в менее дисперсную, т.е.
крупные кристаллы растут за счет растворения
мелких. В этом самопроизвольном процессе
G
< 0.
Давление пара над маленькой каплей выше, чем над большой, и большие капли вырастают за счет испарения маленьких (рис. 8.26). Поэтому в облаках образуются капли дождя, точно так же растут снежинки.
 |
Рис. 8.26.
|
Вещество в дисперсном состоянии стремится поглотить другие вещества. Растворимость газов в каплях выше, чем в жидкости большого объема. Из-за того, что растворимость кислорода в капле воды высока, коррозия железа проходит даже без примесей в железе других веществ (рис. 8.27). Под каплей воды на поверхности железа коррозия проявляется в первую очередь у краев капли, где растворимость кислорода больше.
Существует несколько различных классификаций дисперсных систем: по размеру частиц, по фазовому состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды, по характеру взаимодействия частиц дисперсной фазы с веществом дисперсионной среды, по термодинамической и кинетической устойчивости дисперсных систем и т.п.
Классификация дисперсных систем по фазовому состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды приведена в таблице.
Таблица
| Дисперсная фаза | Дисперсионная среда | Название системы | Примеры |
|---|---|---|---|
| Газ | Газ | (Дисперсная система не образуется.) | |
| Жидкость | Пена | Пена газированной воды, пузырьки газа в жидкости, мыльная пена | |
| Твердое тело | Твердая пена | Пенопласт, микропористая резина, пемза, хлеб, сыр | |
| Жидкость | Газ | Аэрозоль | Туман, облака, струя из аэрозольного баллона |
| Жидкость | Эмульсия | Молоко, сливочное масло, майонез, крем, мазь | |
| Твердое тело | Твердая эмульсия | Жемчуг, опал | |
| Твердое тело | Газ | Аэрозоль, порошок | Пыль, дым, мука, цемент |
| Жидкость | Суспензия, золь (коллоидный раствор) | Глина, паста, ил, жидкие смазочные масла с добавкой графита или MoS | |
| Твердое тело | Твердый золь | Сплавы, цветные стекла, минералы |
Большая поверхность раздела фаз вызывает сильное взаимодействие частиц дисперсной фазы с дисперсионной средой, которое приводит к тому, что частицы дисперсной фазы окружаются молекулами и ионами дисперсионной среды (растворителя) или же приобретают довольно значительный электрический заряд.
Любые два вещества на поверхности соприкосновения обязательно взаимодействуют. Это могут быть химическая реакция, взаимодействие, обусловленное проникновением одного вещества в другое и останавливающееся при достижении некоторого равновесного состояния, образование оболочки одного вещества вокруг частицы другого и многое другое. Дисперсная фаза и дисперсионная среда также взаимодействуют, но степень взаимодействия может быть различной.
По силе взаимодействия дисперсной фазы с дисперсионной средой коллоидные системы разделяют на лиофильные (от греч. – растворяю, – люблю) и лиофобные (от греч. – страх). Эти названия указывают на то, что в лиофильных коллоидных системах взаимодействие частиц с веществом дисперсионной среды сильнее, чем в лиофобных.
Лиофильные дисперсные системы характеризуются сильным притяжением молекул дисперсионной среды к частицам дисперсной фазы. Вокруг частиц самопроизвольно образуются плотные и сравнительно устойчивые сольватные оболочки. При взаимодействии с молекулами воды говорят о гидрофильности дисперсной фазы и образовании гидратных оболочек. Если частицы распределены в маслоподобных органических веществах и окружены такими оболочками, говорят об олеофильности частиц. Лиофильные вещества (тела) растворяются в данной жидкости, набухают в ней или хорошо смачиваются.
В лиофильных коллоидах поверхность частиц сильно сольватирована и поверхностная энергия (поверхностное натяжение) на границе раздела фаз мала. Лиофильные коллоиды образуются в результате самопроизвольного диспергирования крупных частиц твердого вещества или капель жидкости на мельчайшие коллоидные частицы (или мицеллы). Лиофильные коллоиды термодинамически устойчивы и поэтому почти не разрушаются при постоянстве условий их образования.
Лиофильные системы самопроизвольно образуются в жидкостях без участия электролитов или поверхностно-активных веществ. Так, гидрофильные системы образуют желатин и крахмал, которые сначала набухают в воде и затем переходят в раствор (студень, кисель, крахмальный клей); альбумины, в том числе яичный белок, также растворяются в воде; натуральный каучук легко растворяется в бензине (резиновый клей). К лиофильным коллоидным системам относятся растворы обычного мыла в воде.
Важнейшая характеристика дисперсных систем – знак и величина заряда частиц. У частиц лиофильных коллоидов заряд или очень мал, или вообще отсутствует. Заряд на частице лиофильного коллоида изменяется очень легко при прибавлении небольших количеств электролитов. Изменение концентрации ионов водорода в растворе (рН) приводит к перезарядке частиц коллоидного раствора. В электрическом поле лиофильные коллоиды или не перемещаются, или перемещаются в любом направлении.
Слабое взаимодействие молекул дисперсионной среды с частицами дисперсной фазы приводит к образованию лиофобных систем. Если дисперсионной средой является вода, говорят о гидрофобности системы, если органические маслоподобные вещества – об ее олеофобности. Частицы лиофобных веществ (тела) не растворяются, плохо смачиваются и не набухают в веществе дисперсионной среды. Лиофобные системы с концентрацией дисперсной фазы выше 1% получить не удается, а лиофильные коллоидные системы могут быть очень концентрированными.
О лиофильности или лиофобности системы можно судить по количеству теплоты, выделяющейся при растворении, набухании и смачивании. У лиофильных систем теплота взаимодействия намного больше, чем у лиофобных.
На гладкой поверхности лиофильного вещества капля жидкости растекается, образуя тонкий слой (пленку), а на лиофобной поверхности капля не растекается, образуя линзу или сплющенный шар. Количественной мерой лиофобности может служить величина угла между поверхностями капли и смачиваемого тела (краевой угол, или угол смачивания).
Лиофобные коллоидные системы по вязкости близки к дисперсионной среде, лиофильные системы имеют более высокую вязкость.
Лиофильные коллоидные растворы рассеивают свет слабее лиофобных.
Типичные лиофобные вещества – оксиды или сульфиды элементов металлического характера.
Принципиальное различие лиофобных и лиофильных коллоидных систем состоит в их термодинамических свойствах. Лиофобные системы – гетерогенные, и в этом отношении их нельзя относить к истинным растворам. Лиофильные системы – однофазные, гомогенные, обладающие многими свойствами истинных растворов. Вследствие высокой поверхностной энергии лиофобные системы термодинамически и кинетически неустойчивы. Лиофильные системы термодинамически устойчивы.
При распаде лиофобных коллоидов происходит укрупнение коллоидных частиц, которое сопровождается уменьшением энергии системы. Способность противостоять укрупнению частиц (агрегативная устойчивость) у лиофобной системы имеет временный характер и часто обусловлена наличием веществ (стабилизаторов), адсорбирующихся на поверхности частиц и препятствующих их слипанию (или слиянию).
Грубодисперсные системы типа «твердое вещество–жидкость» со сравнительно крупными (больше 1 10 –3 мм) частицами называются суспензиями , или взвесями. Частицы суспензий не обнаруживают броуновского движения. Суспензии с плотностью больше, чем плотность дисперсионной среды, выпадают в осадок; если же их плотность меньше, частицы всплывают.
Мутность воды природных водоемов обусловлена как тонкодисперсными, так и грубодисперсными примесями (песчинки, глина, частицы разложения растительных и животных организмов). При нарушении донного осадка в море или океане возникают придонные суспензионные течения (мутьевые потоки), которые движутся со скоростью до 90 км/ч на сотни километров. Мутность присуща водным потокам с высокой скоростью течения.
При максимальной мутности природных вод концентрация частиц достигает 1 г/л. Мутность (или обратную ей величину – прозрачность ) природной воды определяют, испаряя воду, высушивая сухой остаток при 105 °С и взвешивая его. Намного проще оценивать мутность высотой столба воды, через который просматривается на белой фарфоровой пластинке черный крест с толщиной линий 1 мм. В воде для хозяйственных целей крест должен просматриваться на глубине не менее 3 м.
Глина – тонкодисперсная осадочная горная порода, в составе которой 30–70% SiO 2 , 10–40% Al 2 O 3 и 5–10% H 2 O. Размер частиц глины не превышает 0,01 мм (при более крупных частицах глины переходят в песок). Суспензия глины в воде под названием «глинистый раствор» используется как промывная жидкость при бурении и как смазочное средство для уменьшения трения при вращении труб в скважинах.
Крайне концентрированная суспензия глины образует с водой тесто, которому можно придать желаемую форму и после высушивания и обжига получить кирпич или другое изделие. Фарфор изготавливают из смеси порошков каолинита Аl 4 (OH) 8 , кварца SiO 2 , полевого шпата (алюмосиликаты калия, натрия, кальция, бария). Порошок смешивают с водой до образования густой пластичной массы, которой придают желаемую форму, высушивают и обжигают.
Порошок цемента, полученный обжигом силикатов и алюминатов кальция, при смешении с водой через некоторое время затвердевает в прочное камнеподобное тело.
Кровь – важнейшая для жизни человека и многих животных суспензия эритроцитов, лейкоцитов и тромбоцитов в физиологическом растворе (лимфе). Эритроциты – красные кровяные тельца – переносят кислород и углекислый газ, имеют диаметр
(7,2–7,5) 10 –2 мм, и в 1 мм 3 крови их содержится 4,5–5 млн.
Поскольку размеры частиц относительно велики, суспензии кинетически неустойчивы, и при отстаивании частицы выпадают в осадок. Процесс выделения суспендированных частиц, происходящий под действием силы тяжести, называется седиментацией , или осаждением. В начале седиментации выпадают самые крупные частицы. Скорость осаждения частиц зависит от соотношения плотностей фаз, вязкости жидкой фазы, радиуса частиц, степени их гидрофильности, присутствия поверхностно-активных веществ и других факторов.
На гидрофильности или гидрофобности частиц
основана флотация
– разделение мелких
частиц, обладающих различной смачиваемостью. При
флотационном методе обогащения частицы
несмачиваемых гидрофобных минералов собираются
на поверхности, а частицы смачиваемых
гидрофильных минералов обволакиваются пленкой
жидкости и опускаются на дно. Несмачиваемые
частицы снимаются с поверхности жидкости. Так
происходит разделение руды на фракции
(рис. 8.28).
По размерам частиц промежуточное положение между суспензиями и истинными растворами занимают золи . Золи – высокодисперсные системы с частицами из твердого вещества, находящимися в броуновском движении . Чаще всего золями называют системы с жидкой дисперсионной средой. Золи – типичные коллоидные системы, которые наиболее ярко проявляют свойства, присущие веществу в высокодисперсном состоянии.
Методы исследования дисперсных систем (определение размера, формы и заряда частиц) основаны на изучении их особых свойств, обусловленных гетерогенностью и дисперсностью, в частности оптических. Коллоидные растворы обладают оптическими свойствами, отличающими их от настоящих растворов, – они поглощают и рассеивают проходящий через них свет. При боковом рассматривании дисперсной системы, через которую проходит узкий световой луч, внутри раствора на темном фоне виден светящийся голубоватый так называемый конус Тиндаля (рис. 8.29). То же самое происходит, когда мы замечаем в пыльной комнате светлую полосу солнечного света из окна. Это явление называется опалесценцией .
Рассеяние света возможно, если размер коллоидной частицы меньше длины волны проходящего света и показатели преломления дисперсной фазы и дисперсионной среды различны. Размеры коллоидных частиц меньше длин волн видимой части спектра (примерно 0,1–0,2 длины волны света), и поглощенная световая энергия вновь испускается частицами в различных направлениях, что проявляется в рассеивании света. Интенсивность светорассеяния резко увеличивается с уменьшением длины световой волны.
Конус Тиндаля тем ярче, чем выше концентрация и больше размер частиц. Интенсивность светорассеяния усиливается при коротковолновом излучении и при значительном отличии показателей преломления дисперсной и дисперсионной фаз. С уменьшением диаметра частиц максимум поглощения смещается в коротковолновую часть спектра, и высокодисперсные системы рассеивают более короткие световые волны и поэтому имеют голубоватую окраску. На спектрах рассеяния света основаны методы определения размера и формы частиц.
Размеры частиц золей обычно равны 10 –3 –10 –5 мм, что позволяет им участвовать в броуновском движении – непрерывном беспорядочном перемещении мельчайших частиц в жидкости или газе (рис. 8.30).
Частицы дисперсных систем имеют различные размеры, и их распределение по размерам описывается кривыми, похожими на кривые распределения молекул газа по энергиям и скоростям. Распределение частиц дисперсной фазы по размерам показано на рис. 8.32.
Площадь прямоугольника равна доле частиц, размеры которых лежат в диапазоне a , вся площадь под кривой распределения равна единице. Чем меньше диапазон a , тем точнее кривая отражает распределение частиц по размерам. Подобного типа кривые могут быть симметричными, несимметричными (как на рис. 8.32) и даже с несколькими максимумами.
Броуновское движение препятствует
седиментации (оседанию) частиц под действием
силы тяжести и является одной из причин
устойчивости дисперсных систем. Благодаря
броуновскому движению частицы в зависимости от
их массы (и плотности) распределяются в поле
тяготения по высоте
(рис. 8.33). Такое распределение частиц называется седиментационным
равновесием
. Оно обнаруживается в жидких и
воздушных средах. Внизу сосуда с жидкостью или
водоема скапливаются частицы с большей массой.
 |
Рис. 8.33.
|
После выведения системы из седиментационного равновесия перемешиванием через некоторое время она снова возвратится в исходное состояние. Скорость установления седиментационного равновесия невысока, и оно может наступить через несколько дней, но затем будет сохраняться, пока не произойдет разрушения золя.
Если после установления седиментационного равновесия в химическом стакане (или водоеме) отбирать жидкость из тонкого слоя раствора между расстояниями h 2 и h 1 от дна (или от поверхности), то можно судить о числе и плотности частиц в различных слоях дисперсионной среды и выделить частицы с близкими размерами или плотностями.
