Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
7
PAGE 6
Растворы являются средой, в которой происходят многие природные и технологические процессы. Эксплуатация строительных материалов, как правило, связана с процессами, идущими в растворах (твердение цемента, бетона, коррозионные явления).
Раствор – многокомпонентная гомогенная система переменного состава. В простейшем случае раствор содержит два компонента – растворитель и растворённое вещество. Обычно растворителем считают компонент, находящийся в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор. Если компоненты, образующие раствор, находятся в одном агрегатном состоянии (вода-спирт), понятие растворитель становится весьма условным, растворителем в этом случае чаще считают количественно преобладающий компонент.
По агрегатному состоянию растворы можно разделить на газообразные, жидкие и твёрдые. В дальнейшем будем рассматривать свойства жидких растворов, имеющих в химии наибольшее практическое значение. В свою очередь, в зависимости от агрегатного состояния растворённого вещества выделяют три группы жидких растворов:
Свойства растворов сильно зависят от концентрации растворённого вещества. Основные способы выражения концентрации растворов подробно рассмотрены на практическом занятии.
При растворении данного вещества (p, T = const) концентрация раствора увеличивается до достижения определённого значения, не изменяющегося с течением времени. Это признак наступления фазового равновесия
растворённое вещество <==> раствор.
Насыщенные растворы могут быть как концентрированными, так и разбавленными. Например, насыщенные растворы AgNO3 и AgBr при 200С содержат соответственно 216 г и 1,2.105г растворённого вещества в 100 г воды.
Все твердые вещества обладают способностью в той или иной мере растворяться в жидкостях. Различие в растворимости твёрдых веществ может быть очень большим. Например, растворимость AgNO3 в воде при 250С равна 15,1 моль/л, а HgS – всего 1.1021 моль/л. Существует условное деление веществ по их растворимости в конкретном растворителе при определённой температуре на нерастворимые, малорастворимые и растворимые. К нерастворимым относят вещества, растворимость которых меньше 0,001 моль/л, к малорастворимым – вещества с растворимостью 0,001-0,1 моль/л, а к растворимым – вещества с растворимостью более 0,1 моль/л.
Причиной электропроводности растворов электролитов является
Количественно процесс диссоциации характеризуют степенью диссоциации.
Выражают степень диссоциации в долях единицы или в процентах. Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя, от температуры и концентрации раствора.
Наибольшей степенью диссоциации характеризуются вещества с ионной связью. Так при растворении кристаллов хлорида натрия в воде под действием полярных молекул растворителя ослабляются связи в кристалле, и частицы переходят в раствор с образованием гидратированных ионов:
NaCl + nH2O = Na+(H2O)x + Cl(H2O)n-x.
Чем полярнее молекулы растворителя, тем выше степень диссоциации растворённого вещества. Например, NaCl не диссоциирует в неполярном растворителе – бензоле.
Диссоциация большинства соединений – эндотермический процесс, поэтому с повышением температуры согласно принципу Ле Шателье степень диссоциации увеличивается (за редкими исключениями).
Степень диссоциации также возрастает при разбавлении раствора (понижении концентрации), так при понижении концентрации раствора уксусной кислоты от 0,1М до 0,001М степень диссоциации увеличивается от 1,4 до 12,4%.
В зависимости от степени диссоциации в водном раст-воре все электролиты можно разделить на сильные и слабые.
Сильные электролиты в водном растворе полностью диссоциированы на ионы, слабые диссоциированы частично.
В уравнениях диссоциации сильных электролитов пишут знак равенства:
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42;
HNO3 = H+ + NO3;
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH.
Особенности диссоциации слабых электролитов.
Константа диссоциации
В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами, условно:
AB <==> A+ + B
Константу равновесия при диссоциации называют константой диссоциации ():
,
где , - равновесные концентрации ионов, моль/л;
- равновесная концентрация недиссоциированных молекул, моль/л.
Константа диссоциации, так же как и степень диссоциации, зависит от природы растворённого вещества и растворителя, от температуры. Константа диссоциации, как и любая константа равновесия, не зависит от концентрации раствора. Чем слабее электролит, тем меньше константа диссоциации. Значения констант диссоциации слабых электролитов при 298 К приведены в справочниках, в дальнейшем при использовании справочных значений констант диссоциации температуру указывать не будем.
Рассмотрим примеры уравнений, описывающих диссоциацию некоторых слабых электролитов в водных растворах.
Кислоты диссоциируют с образованием ионов водорода. Процессу диссоциации слабой уксусной кислоты соответствует уравнение
CH3COOH <==> H+ + CH3COO,
.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации равно основности кислоты. Так, процесс диссоциации двухосновной сероводородной кислоты характеризуют двумя ступенями.
Первую ступень диссоциации описывают уравнением:
H2S <==> H+ + HS,
константа диссоциации по первой ступени:
.
Уравнение диссоциации по второй ступени:
HS <==> H+ + S2,
константа диссоциации по второй ступени:
.
Диссоциация по первой ступени проходит в большей степени, чем по второй, . Это справедливо для процесса диссоциации большинства слабых электролитов. Ион от нейтральной частицы (молекулы) при диссоциации по первой ступени отрывается легче, чем от противоположно заряженных ионов при диссоциации по последующим ступеням.
Образованием при диссоциации многоосновных кислот сложных ионов объясняется существование кислых солей (NaHS, KHCO3, CaHPO4 и др.).
Основания диссоциируют с образованием гидроксид-ионов OH. Слабые основания, содержащие несколько гидроксид-ионов, диссоциируют по ступеням, например:
Fe(OH)2 <==> FeOH+ + OH, ;
FeOH+ <==> Fe2+ + OH, .
Образованием при диссоциации сложных ионов объясняется существование основных солей (FeOHCl, (CuOH)2CO3 и др.)
Реакции обмена в растворах электролитов
Реакциями обмена называют реакции в растворах электролитов, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Для выявления сущности процессов, происходящих при реакциях обмена, кроме молекулярных, составляют ионные уравнения реакций. В этих уравнениях учитывают характер диссоциации и растворимость реагентов.
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O.
Перед составлением ионного уравнения оценим электролитические свойства и растворимость веществ:
H3PO4 – слабый электролит (кислота) - записывают в
молекулярной форме;
NaOH – растворимый сильный электролит (щелочь) –
записывают в виде ионов;
Na3PO4 - растворимый сильный электролит (соль) –
записывают в виде ионов;
H2O - слабый электролит - записывают в молекулярной форме.
Ионное уравнение имеет вид:
H3PO4 + 3Na+ + 3OH = 3Na+ + PO43 + 3H2O,
после алгебраических преобразований (приведения подобных):
H3PO4 + 3OH = PO43 + 3H2O.
Реакции обмена проходят в направлении большей степени связывания ионов (если образуются слабые электролиты, малорастворимые вещества или газы). Рассмотренное уравнение содержит два слабых электролита, слева и справа, но вода – более слабый электролит, чем ортофосфорная кислота, поэтому реакция преимущественно идет слева направо.