Стась Н.Ф. Введение в химию. Учебное пособие

Подождите немного. Документ загружается.

4. Укажите сумму стехиометрич ффициентов перед формулами

всех веществ в уравнении ре

Na SbO + HCl → NaCl + Cl +SbCl + H O.

+ FeCl

Эта

+ KMnO

+ H

O → MnO

+ K

+ H

9. Fe

(SO

)

+ H

10. As S + HNO

Деся

еских коэ

акции

3 4 2 3 2

5. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции, приведенной

в вопросе 3.

1. Межмолекулярная. 2. Внутримолекулярная.

3. Диспропорционирования. 4. Конпропорционирования.

4.10. Упражнения для самостоятельного решения

Для самостоятельной работы предлагается 10 реакций, уравнения

которых постепенно усложняются. Во всех реакциях необходимо опре-

делить стехиометрические коэффициенты. В ответах (приложение 2)

приведены суммы коэффициентов перед всеми веществами.

1. SnCl

+ FeCl

→ Sn

реакция используется в обучении как самая простая окислительно-

восстановительная реакция.

2. NH

+ O

→ NO + H

Вторая реакция – это окисление аммиака на платиновом катализаторе;

образующийся оксид азота далее перерабатывается в азотную кислоту.

3. NaNO

+ KMnO

+ H

O → NaNO

+ MnO

+ KOH.

Эта реакция демонстрирует окислительные свойства перманганата ка-

лия в нейтральной среде.

4. MnO

+ KClO

+ KOH → K

MnO

+ KCl + H

Четвертая реакция используется для получении соединений марганца из

природного соединения пиролюзита (MnO

Пятая-девятая реакции большого практического значения не имеют; они

используются в учебных целях при изучении темы «Окислительно-

восстановительные реакции».

5. FeSO

+ K

+ H

→ Fe

(SO

)

+ Cr

(SO

)

+ K

+ H

6. Mg + HNO

→ Mg(NO

)

+ NH

+ H

7. KClO

→ KClO

+ KCl.

8. MnSO

+ NaOH → Na

FeO

+ Na

+ H O → H AsO + H SO + NO.

2 3 3 2 3 4 2 4

тую реакцию студенты называют «самой сложной в мире» окисли-

тельно-восстановительной реакцией; при определении стехиометриче-

ских коэффициентов вы поймёте, почему её так называют.

Глава 5

РАСТВОРЫ

В этой главе рассматриваются два основных способа выражения

конц

сопровождаться: 1) химической

реак

ениями и

меха

7) химиче-

скую

от обычных соединений неоп-

реде дал следующее определение

раствора, ко ее время:

раст дкие диссоционные системы, образован-

ные частицами растворителя и растворенного вещества и тех неопре-

деленных, но экзотермических соединений, которые образуются между

ними

5.1. Концентрация растворов

содержание в нем

растворенного раствора.

Концентрацию раствора выражают многими способам , но чаще всего

применяются два способа.

ентрации растворов, растворимость веществ, электролитическая

диссоциация, ионообменные реакции в растворах и гидролиз солей.

Объём рассматриваемого материала несколько превышает школьную

программу, что должно облегчить последующее изучение этого раздела

в университетском курсе химии.

Смешивание двух веществ может

цией между ними с образованием совершенно новых веществ;

2) образованием механической неоднородной смеси, которая легко раз-

деляется на исходные вещества; 3) образованием раствора, который за-

нимает промежуточное положение между химическими соедин

ническими смесями.

В отличие от механической смеси, раствор однороден, то есть его

состав по всему объему одинаков, так как за счет диффузии концентра-

ция его компонентов по всему объему одинаковая. Таким образом,

раствор – это однородная система из двух или более компонентов, со-

став которой можно изменять в определенных пределах без нарушения

однородности.

В XIX столетии растворы считались физическими смесями, в кото-

рых отсутствуют какие-либо взаимодействия между растворителем и

растворенным веществом. Д.И. Менделеев разработал (188

теорию растворов, которая рассматривает процесс образования

растворов как химическое взаимодействие растворителя с растворяе-

мым веществом. Продуктами этого взаимодействия являются особые

соединения – гидраты (для водных растворов) или сольваты (для не-

водных растворов), которые отличаются

ленностью своего состава. Менделеев

торое сохраняет свое значение и в настоящ

воры представляют жи

Важнейшей характеристикой раствора является

вещества, которое называется концентрацией

1. Массовая доля растворенного вещества (ω). Это отношение мас-

сы растворённого вещества к массе ра ер, 20%-й раствор

гидроксида натрия – это такой раствор, в 100 кг (или г) которого содер-

житс

я жидким, то состав такого

раст

ошение объема этого вещества к объему всего раствора.

Например, если в 0,5 л раствора содержится 200 мл этанола, то его объ-

емная доля равна 0,4 (или 40 %).

ция (С

) – это количество растворенного

вещества в одном литре р в одном литре двумоляр-

ной 196 г H

, а в

таком же объёме децимолярной (0,1 М) кислоты г H

Плотность раствора отличается от плотности растворителя. Раство-

ры неорганических

а для растворов самых распространён-

ных соединений приведена в приложении 11.

C концентрацией растворов связано много азличных расчётов, ко-

торы ологии, но и в

други .

Пример 5.1. В 1 л воды растворено 160 г aOH. Выразите двумя способа-

ми ко сть которого равна 1150 кг/м³.

в виду, что молярная масса гидроксида натрия

равна 40 г/моль, объем 1 л – это 1000 мл, масса одного литра воды равна 1 кг (или

1000 г), а плотность 1150 кг/м³ – это 1,15 г/мл.

ченного раствора:

m = m(H

O) + 0 = 11,16 кг.

2. Находим объе

створа. Наприм

я 20 кг (или 20 г) NaOH и 80 кг (или 80 г) воды.

Если растворенное вещество являетс

вора может быть выражен не только в массовых, но и в объемных

долях или объемных процентах. Объемная доля растворенного вещества

(φ) – это отн

2. Молярная концентра

аствора. Например,

(2 М) серной кислоты содержится 2 моль, то есть

– 9,8

соединений, молярная масса которых больше мо-

лярной массы воды (18 г/моль), имеют плотность больше плотности во-

ды, причем с увеличением концентрации растворов их плотность уве-

личивается. Взаимосвязь плотности и концентрации раствора выража-

ется в виде таблиц; такая таблиц

е проводятся не только в химии и химической техн

х областях техники, в которых применяются растворы

нцентрацию раствора, плотно

Решение. При решении имеем

1. Определяем массу полу

m(NaOH) = 1000 + 160 = 116

м раствора:

мл7,1008

15,1

1160m

V ==

3. Вычисляем количество гидроксида натрия в растворе:

моль00,4

160

)NaOH(M

)NaOH(m

)NaOH(n ===

4. Определяем массовую долю растворенного вещества:

%8,13100

1160

160

100

)NaOH(m

)NaOH( =⋅=⋅=ω

5. Находим молярную концентрацию раствора:

0087,1

00,4)NaOH(n

= 3,9655 моль/л.

Пример 5.2. В 900 г воды растворили 100 г медного купороса CuSO

·5H

O. Опре-

делите массовую долю су

льфата меди в растворе.

Решение. 1. Молярная масса безводного сульфата меди равна 160 /моль, а

кристаллогидрата – 250 г/моль. Находим массу CuSO

в чистом виде в 100 г кри-

сталлогидрата:

г64

250

100160

)CuSO(m

⋅

2. Находим массу раствора:

3. Определяем массовую долю сульфата меди в растворе:

m = 900 + 100 = 1000 г.

%4,6

1000

10064

)СuSO(

⋅

=ω

ример 5.3. Какие идроксида натрия плот-

ность

П объемы воды и 40%-го раствора г

ю 1430 кг/м³ потребуются для приготовления 400 мл двумолярного раствора

этой щелочи?

Решение. 1. Вычисляем массу NaOH, которая должна содержаться в 400 мл

двумолярного раствора этой щелочи:

г32

1000

400402

)NaOH(m =

⋅

2. Находим массу 40%-го раствора, содержащего 32 г NaOH:

г80

4,0

m ==

3. Вычисляем объем раствора:

мл56

43,1

)NaOH(V ==

4. Находим объем воды:

V(H

O) = 400 – 56 = 344 мл.

5.2. Стехиометрические расчёты

по уравнениям реакций в растворах

Очень часто химические реакции проводятся в растворах. Это

удобно, так как упрощается дозировка реагентов: их не надо взвеши-

вать, достаточно определить объемы растворов. Кроме того, реакции в

растворах протекают с большими скоростями. Но стехиометрические

расчеты для реакций в растворах усложняются: прежде чем проводить

стехиометрический расчет, необходимо вычислить массу реагента, на-

ходящегося в данном исходном растворе.

Пример 5.4. Какой объем 10%-й серной кислоты (ρ = 1066 кг/м³) потребуется

для взаимодействия со 100 мл 13,7%-го раствора карбоната натрия Na

плотно-

стью 1145 кг/м³?

Решение. 1. Масса 100 мл раствора Na

равна 114,5 г. Определяем массу

карбо

2 3 2 4 2 4 2 2

ната натрия в этом растворе:

m(Na

) = 114,5 0,137 = 15,68 г.

2. Записываем уравнение реакции и рассчитываем массу серной кислоты,

взаимодействующую с 15,68 г карбоната натрия:

Na CO + H SO = Na SO + CO ↑ + H O,

г25,66

68,15

9106

)SOH(m

⋅

3. Вычисляем массу и объем 10%-й серной кислоты:

мл5,621

066,1

5,66210025,66 ⋅

V;г5,662

m ====

5.3. Растворимость веществ

является концентрация

центрацией насыщенного раствора. При этом растворимость любого

эффициент растворимости наиболее

распространенных соединен при 273 К равен: NaCl – 35,7,

– 4,5, Na

3 3

– 72,7, KCl – 28,0, NH

Cl – 29,4 и т.д.

Раст

Например, при 100 ºС коэффициент растворимости

равен: NaCl – 39,4, Na

– 42,3, Na

CO – 44,7, NaNO

– 176.

Растворимость газов выражают в растворяющихся в 100 г

воды при нормальном давлении газа (101325 Па). Эта величина называ-

ется р м

Растворимостью называется свойство вещества растворяться в том

или ином растворителе. Мерой растворимости

его насыщенного раствора. Поэтому растворимость может быть выра-

жена теми же способами, что и концентрация, в том числе массовой до-

лей растворенного вещества в насыщенном растворе и молярной кон-

вещества (твёрдого, жидкого, газообразного) обозначается символом s.

Вместе с тем растворимость твердых веществ часто выражают в

граммах растворённого вещества, приходящегося на 100 г воды в насы-

щенном растворе. Эта величина – коэффициент растворимости (мас-

совый); её обозначение – k

. Ко

ий (0 ºС)

– 7,0, NaNO

воримость большинства твёрдых веществ при повышении темпера-

туры увеличивается.

мл газа,

объёмным коэффициентом аствори ости газа; его обозначение – k

Для наиболее распространенных газов объёмный коэффициент раство-

римости при 0 ºС равен: O

– 4,89, N

– 2,35, CO

– 71,3, Cl

– 460,

NН

–114250. При нагревании растворимость всех газов уменьшается.

Данные о растворимости неорганических соединений при различ-

ных температурах приведены в указанном во введении справочнике.

Пример 5.5. При растворении 360 г хлорида натрия в одном литре воды при

20 °С образовался насыщенный раствор плотностью 1,2 кг/л. Вычислите коэффици-

ент растворимости хлорида натрия, его массовую долю в насыщенном растворе и

молярную концентрацию насыщенного раствора.

Решение. 1. Масса одного литра воды равна 1 кг (или 1000 г). Если в одном

литре воды растворяется 360 г вещества, то в 100 г – 36,0 г. Следовательно, коэффи-

циент растворимости NaCl в воде при температуре 20 ºС равен 36,0.

2. Масса насыщенного 360 г, поэтому

массовая доля хло

раствора равн 1360 г, масса соли в нем

рида натрия в насыщенном растворе равна:

100

1360

360

⋅=

= 26,5 %.

3. Объем учаемого сыщ ног аст с вля 1,3 1,2 1,1

Молярная асс aCl на 58,5 г/ ь, ов ьн ли тво ори натрия

т р авно 0

:58,5 = 6,15 мол ыч яем ляр ю концентрацию тво

пол

а N

на ен

мол

о р

след

вора

ател

оста

о, ко

ет

чес

6 :

хл

да

3 л.

м рав

в рас во е р 36 ь. В исл мо ну рас ра:

л/моль44,5

Пример 5 Коэффициент растворимости трат али 60 ˚С равен 110.

масса это вещ ва тво тся и данной пер ре 00 м вод

рав асс лу мо асы нно раствора?

еш е. сса 500 м оды ставляет 500 г. эфф иен ств мо

о вае асс еще а, которая ство тс 00 ды едо ель

0 г в растворяется 550 г KNO

. Масса ченного ыщ ого ств

ра 105 ил ,05 .

5 Растворимость хлора в де 20 рав 300 га 10

00). му на м сов ол ора асы енн при й т ера

воде

Решение.1 аств мо газ ыра ется ъем , приведенным к рма

сл ям. это вначале вычисляем массу хл в тво им ви

м рна асс авн г/моль:

m = =

13,

15,

.6. ни а к я при

Какая

чему

го

а по

ест

чае

рас

го н

ряе

ще

пр

го

тем

ату в 5 л ы и

на м

Р ени Ма л в со Ко иц т ра ори сти

(110) п

в 50

казы

оды

т м у в ств ра ряе

полу

я в 1 г во

нас

, сл

енн

ват

ра

но,

ора

будет вна 0 г ( и 1 кг)

Пример .7. во при ˚С на мл за в 0 г

воды ( = 3 Че рав ас ая д я хл в н щ ой это емп ту-

ре хлорной ?

. Р ори сть а в жа об ом но ль-

ным у ови По му ора рас ре, ея в ду,

что его оля я м а р а 71

n·M

300

240

⋅

= 0, г.

2. Масса во 0 + 5 0,9 , следовательно ссовая

ло не авн

раст ра составляет 10 0,9 = 10 5 г , ма

доля х ра в м р а:

100

951

⋅=

= 0,94 %.

Растворимость ещества ви т ег состава

тв также от ста ст ни свойств ств ите .

е тв чи тся и ег нас

ог аст а >0,1 моль/л ало ст им п концентрации

д ,1 ь/ практически ра ор ым ри нце рац

ас ен о раствора ме е 0,001 /л д

,00

9,0

в за си от о , строения и

свойс , а со ва, рое я и ра ор ля

В щес о с тае растворимым пр концентрации о ы-

щенн о р вор , м ра вор ым ри от

0,001

его н

о 0

ыщ

мол

ног

л и не ств

моль

им

. Соответствующие

п ко нт ии

ан-не

ные

кислот, оснований и солей в воде

приведены в табл. 5.1, в которой растворимые вещества обозначе-

ны, как принято, буквой р, малорастворимые – м и практически нерас-

творимые – н. Символ ∞ обозначает неограниченную растворимость, а

прочерк – невозможность получения вещества в водном растворе вслед-

ствие его неустойчивости или гидролиза.

Таблица 5.1

Общая характеристика растворимости

Ион

–

−

−2

SiO

−2

−3

P P P P

∞

M M

∞

– H

∞

P P P P P P P P P P – P

P H P P P P P P P P H M

P P P P P P P P P P P P

Ag – P H H – H

H H P H M M

H H P P P P – P P H H H

M H P P P P P M M H H H

M H P P P P P M H H H H

P M P P P P P M H H H H

H P P P H P H – P – – H

Zn H P P P P P H – P H H H

Cd H P P P P P H – P H H H

– – P M H P H – – – – H

H P P P M P H – P – – H

P M M H P H H H H H H b

H M

H P P P P P H – P H – H

H M P P P P H – P H – H

Fe H – P P P P – – P – – H

H M P P P P – – P – – H

H M P P H P – – P – – H

Н Н – – – Р – – Н – Р Н

Из таблицы видно, что в воде растворимы все нитраты и нитриты.

Растворимы все хлориды, бромиды и йодиды, кроме соответствующих

соединений серебра и свинца. Все сульфаты растворимы, кроме сульфа-

тов кальция, стронция, бария, серебра и свинца. Растворимы все соли

натр .

ами называются вещества, которые в растворах прово-

в воде диссоциируют на ионы –

частицы с положительным (катионы) и отрицательным (анионы) заря-

дом. могут быть простыми (Na

, Mg

, Al

и т.д.) и сложными

и т.д.). Название «ион» в переводе с греческого озна-

чает странствующий»: в растворе ионы беспорядочно передвигаются

(«странствуют») в различных направлениях.

. Под действием электрического тока движение ионов становится

направленным: катионы движутся к катоду, анионы – к аноду.

. Диссоциация, как считал Аррениус, – обратимый процесс, по-

этому в схемах диссоциации вместо знака равенства ставится знак обра-

тимости Схема диссоциации электролита, состоящего из катионов (К) и

анионов (А), в кратком виде записывается так:

ия, калия и аммония В воде растворимы все кислоты, кроме крем-

ниевой и сероводородной. К нерастворимым веществам относятся все

основания, кроме щелочей и NH

OH, а из солей – карбонаты, сульфиды,

фосфаты и силикаты, за исключением соответствующих солей щелоч-

ных металлов.

На растворимость веществ влияет температура (приложение 9).

У большинства твёрдых и жидких веществ растворимость при повыше-

нии температуры увеличиваются, а у всех газообразных – уменьшается.

Поэтому при кипячении воды из неё можно удалить все растворённые

газы. На растворимость газов влияет давление, причём, растворимость

газа пропорциональна его давлению. Растворимость твердых и жидких

веществ от давления практически не зависит.

5.4. Электролитическая диссоциация

Электролит

дят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и

соли. При растворении в воде они распадаются на ионы, движение ко-

торых обеспечивает электропроводность растворов этих веществ. Рас-

пад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элек-

тролитической диссоциацией.

Основные положения теории электролитической диссоциации бы-

ли разработаны Аррениусом (1887) и сводятся к следующему.

. Электролиты при растворении 1

Ионы

(

−−+ 2

434

SO,NO,NH

КА ' К + А

+ –

Позднее было установлено, что многие электролиты (они называ-

ются сильными электролитами) диссоциируют необратимо. В схемах

электролитической диссоциации сильных электролитов ставится знак

равенства, а не знак обратимости.

Теория Аррениуса не объясняет механизма электролитической

диссоциации. Причину и механизм электролитической диссоциации

объяснили российские химики И. . Каблуков и В.А. Кистяковский

(1890–1891), которые опирались а химическую теорию растворов

Д.И. Менделеева.

Легче всего и нацело (необратимо) диссоциируют вещества, со-

стоящие из ионов. При их растворении полярные молекулы воды притя-

гиваются к поверхностным ионам а, ориентируясь по отноше-

нию к ним про за этого взаи-

модействие меж в химических

связ между ними, со-

стоя

зи между ионами зависит от диэлек-

трической проницае-

мость показ арядами в

данн

прои

веществ

тивоположно заряженными полюсами. Из-

ду и разрыонами ослабляется, происходит

и ионы переходят в раствор в гидратированномей

нии. На рис. 5.1 показан механизм электролитической диссоциации

ионного соединения. Полярные молекулы воды (диполи) изображены в

виде эллипсов, противоположные стороны которого имеют противопо-

ложные заряды.

Ослабление химической свя

проницаемости растворителя. Диэлектрическая

ывает, во сколько раз взаимодействие между з

ой среде меньше, чем в вакууме. Диэлектрическая проницаемость

вакуума принимается равной единице. Для воды значение диэлектриче-

ской проницаемости очень велико (ε = 81), поэтому ослаблени связи

сходит настолько, что для распада на отдельные ионы достаточно

энергии теплового движения молекул.

Рис. 5.1. Схема электролитической диссоциации

ионного соединения в водном растворе

Несколько иной механизм диссоциации электролитов, молекулы

которых образованы ковалентно-полярными связями. В этом случае ди-

поли

торая легко

расп

ающих ион, называется его гидратной

оболочкой. Наличие их обрат-

ное соеди

ества электролита распадается на ионы. Её выра-

щест

OH, пероксид водорода

воды ориентируются вокруг каждой полярной молекулы раство-

римого вещества. В результате происходит дополнительная поляриза-

ция связи, полярная молекула превращается в ионную, ко

адается на гидратированные ионы (рис. 5.2).

Рис. 5.2. Схема электролитической диссоциации

полярных молекул в водном растворе

Экспериментально доказано, что в водных растворах электролитов

существуют только гидратированные ионы, свободных ионов нет. Со-

вокупность молекул воды, окруж

гидратных оболочек у ионов затрудняет

– ассоциацию. нение

5.5. Степень электролитической диссоциации

Для количественной характеристики обратимого процесса электро-

литической диссоциации используются несколько показателей. В этом

пособии рассматривается один из них: степень диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) показывает, какая

доля от общего колич

жают в процентах или в долях от единицы. Численное значение α варь-

ируется от нуля (неэлектролиты) до 1 (или 100 %) при полной диссо-

циации электролита.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и раствори-

теля, от концентрации и температуры раствора. Су вует классифи-

кация электролитов по степени электролитической диссоциации, кото-

рую ввёл Аррениус.

Электролиты, у которых в децимолярном растворе при 25 ºС степень

диссоциации α > 0,03 (> 3 %), называются сильными. К ним относятся

почти все растворимые соли, все щелочи и ряд кислот: HCl, HBr, HI,

HNO

, H

, HClO

, HMnO

и др.

Электролиты, для которых в тех же условиях α < 0,03 (< 3 %), на-

зываются слабыми. Это гидроксид аммония N