Дисперсные системы, электролиты, РН показатель
растворе. Поэтому численно растворимость может
быть выражена теми же способами, что и состав, например, процентным
отношением массы растворённого вещества к массе насыщенного раствора или
количеством растворённого вещества, содержащимся в 1 л насыщенного
раствора. Часто растворимость выражают также числом единиц массы безводного
вещества, насыщающего при данных условиях 100 единиц массы растворителя;
иногда выраженную этим способом растворимость называют коэффициентом
растворимости.
Растворимость различных веществ в воде изменяется в широких пределах.
Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества, то такое вещество
принято называть хорошо растворимым; если растворяется менее 1 г вещества –
малорастворимым и, наконец, практически нерастворимыми, если в раствор
переходит менее 0,01 г вещества.
Принципы, позволяющие предсказать растворимость вещества, пока не
известны. Однако обычно вещества, состоящие из полярных молекул, и вещества
с ионным типом связи лучше растворяются в полярных растворителях (вода,
спирты, жидкий аммиак), а неполярные вещества – неполярных растворителях
(бензол, сероуглерод).
Растворение большинства твёрдых тел сопровождается поглощением
теплоты. Это объясняется затратой значительного количества энергии на
разрушение кристаллической решётки твёрдого тела, что обычно не полностью
компенсируется энергией, выделяющейся при образовании гидратов (сольватов).
Прилагая принцип Ле Шателье к равновесию между веществом в кристаллическом
состоянии и его насыщенным раствором
Кристалл + Растворитель Насыщенный раствор ( Q
приходим к выводу, что в тех случаях, когда вещество растворяется с
поглощением энергии, повышение температуры должно приводить к увеличению
его растворимости. Если же, однако, энергия гидратации достаточно велика,
чтобы образование раствора сопровождалось выделением энергии, растворимость
с ростом температуры понижается. Это происходит, например, при растворении
в воде многих солей лития, магния, алюминия.
При растворении твёрдых тел в воде объём системы обычно изменяется
незначительно. Поэтому растворимость веществ, находящихся в твёрдом
состоянии, практически не зависит от давления.
Жидкости также могут растворяться в жидкостях. Некоторые из них
неограниченно растворимы одна в другой, т.е. смешиваются друг с другом в
любых пропорциях, как, например, спирт и вода, другие – взаимно
растворяются лишь до известного предела. Так если взболтать диэтиловый эфир
с водой, то образуется два слоя: верхний представляет собой насыщенный
раствор воды в эфире, а нижний – насыщенный раствор эфира в воде. В
большинстве подобных случаев с повышением температуры взаимная
растворимость жидкостей увеличивается до тех пор, пока не будет достигнута
температура, при которой обе жидкости смешиваются любых пропорциях.
Температура, при которой ограниченная взаимная растворимость
жидкостей переходит в неограниченную, называется критической температурой
растворения.
Как и в случае растворения твёрдых тел, взаимное растворение
жидкостей обычно не сопровождается значительным изменением объёма. Поэтому
взаимная растворимость жидкостей мало зависит от давления и заметно
возрастает лишь при очень высоких давлениях (порядка тысяч атмосфер).
Если в систему, состоящую из двух несмешивающихся жидкостей, ввести
третье вещество, способное растворяться в каждой из этих жидкостей, то
растворённое вещество будет распределяться между обеими жидкостями
пропорционально своей растворимости в каждой из них. Отсюда вытекает закон
распределения, согласно которому вещество, способное растворяться в двух
несмешивающихся растворителях, распределяется между ними так, что отношение
его концентраций в этих растворителях при постоянной температуре остаётся
постоянным, независимо от общего количества растворённого вещества:
Здесь С1 и С2 – концентрации растворённого вещества в первом и втором
растворителях; К – так называемый коэффициент распределения.
3. Способы выражения концентрации растворов: массовая – С%, молярная – См и
нормальная (эквивалентная) – Сн.
. Массовая доля – отношение (обычно – процентное) массы растворённого
вещества к массе раствора. Например, 15% (масс.) водный раствор хлорида
натрия – это такой раствор в 100 единицах массы которого содержится 15
единиц массы NaCl и 85 единиц массы воды.
. Молярная концентрация, или молярность – отношение количества
растворённого вещества к объёму раствора. Обычно молярность обозначается
СМ или (после численного значения молярности) М. Так, 2М H2SO4 означает
раствор, в каждом литре которого содержится 2 моля серной кислоты, т.е.
СМ=2моль/л.
. Эквивалентная, или нормальная концентрация – отношение числа эквивалентов
растворённого вещества к объёму раствора. Концентрация, выраженная этим
способом, обозначается СН или (после численного значения нормальности)
буквой н. Так 2н H2SO4 означает раствор, в каждом литре которого
содержится 2 эквивалента серной кислоты, т.е. СН(1/2 H2SO4)=2моль/л.
4. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация кислот, оснований,
солей. Ступенчатая диссоциация.
Водные растворы солей, кислот и оснований обладают особенностью – они
проводят электрический ток. При этом большинство твёрдых солей и оснований
в безводном состоянии, а также безводные кислоты обладают очень слабой
электрической проводимостью: плохо проводит электрический ток и вода.
Очевидно что при образовании растворов подобные вещества претерпевают какие-
то изменения, обуславливающие возникновение высокой электрической
проводимости. Эти изменения заключаются в диссоциации соответствующих
веществ на ионы, которые и служат переносчиками электрического тока.
Вещества проводящие электрический ток своими ионами, называются
электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей
свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами
являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, некоторые
соли и оксиды в твёрдом состоянии.
Кислоты.
При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все
свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, объясняются
присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет
лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т.д. С устранением ионов водорода,
например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория
электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты,
диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. У сильных кислот,
диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у
слабых в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, тем она сильнее.
Основания.
Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них
гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-
ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания
– это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-
ионов.
Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы
диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно
сильнее.
Соли.
Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде
диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и
отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были
бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают
общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем
меньше заряды ионов, образующих соль.
При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла,
сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами
диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы Н+.
При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные
катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также
способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы
ОН-.
К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита
между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия.
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита,
называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы
электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от С
раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного
основания распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит
диссоциирует.
Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных
металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются
сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда.
Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется
константой диссоциации, обозначаемой К1, а второе - диссоциация по второй
ступени – константой диссоциации К2. Величины К, К1 и К2 связаны друг с
другом соотношением
К= К1К2
При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени
всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается
неравенство:
К1>К2>К3 …
| |  скачать работу |
Дисперсные системы, электролиты, РН показатель |
