ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 25.08.2020
Просмотров: 577
Скачиваний: 2
29. Растворимость газов жидкостей, кристаллов в жидкостях Влияние температуры давления природы компонентов на растворимость Растворимость – способность вещ-ва растворяться в том или ином растворителе. Растворимость – процесс обратимый. В зависимости от условий происходит процесс растворения или веделения из раствора раствор вещ-ва (кристаллизация). Растворение кристалла в жидкости. Когда вносят кристалл в жидкость от его поверх-ти отрыв-ся отдел молекулы, кот благодаря диффузии распред по всему объему растворителя. Отделение молекул от поверхности тв тела выз-ся их собствен колебат движением и притяжением со стороны молекул раств-ля. Но одновременно происходит и обратный процесс – кристаллизация. Наступает такой момент, когда скорость растворения равна скорости кристаллизации. Тогда устанав-ся динамич равновесие. Мера растворимости тв вещ-ва в жидкости – это концентрация насыщ раствора при данной темп-ре. Насыщ р-р находится в равновесии с твердой фазой раствор вещ-ва и содержит максим возможное при данных условиях кол-во этого вещ-ва. Неначыщенный раствор содержит меньше раств вещ-ва чем насыщ. Перенасыщ раствор содержит больше раств вещ-ва, чем насыщ раствор. Получают медленным охлаждением насыщ раствора при более высокой температуре. Перен. Р-ры неустойчивы и при встряхивании идет кристаллизация и выведение из раствора избытка раств вещ-ва. Раствор большинства твердых тел сопров поглощением теплоты. При раствор тв тел в жидкостях объем системы обычно изменяется незначительно Жидкости также могут растворяться в жидкостях Некоторые из них неограниченно растворимы одна в другой, те смешиваются друг с другом в любых пропорциях Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс Однако растворение газов в органических жидкостях нередко сопровождается поглощением теплоты. Растворимость зависит от природы компонентов, температуры и давления. 1)природа – наиб раст-ть достигается, когда раств вещ-во имеет с раствор-ем подобное строение молекул. хорошо растворимы в воде спирт, NaOH, KOH, NH3, малорастворимы - гипс, N2, O2. 2)температура – с повышением температуры чаще всего раств-ть тв и жидких вещ-в увеличивается (если процесс эндотермический), газообразных уменьшается, т. к. экзотермич. Раств-ть тв вещ-в с повышением тем-ры мен-ся различно. 3) давление – с ростом давления раст-ть газов в жидкостях увелич-ся, т.к. уменш объем. Закон Генри – при пост давлении раст-ть газа пропорц давлению над раствором. S=kp. Изменение давления не влияет на раств-ть жидкостей, тв вещ-в, т.к. при раств-ти не происходит заметного изменения объема.
27 Способы выражения концентрации растворов. Состав раствора может выражаться разными способами – как с помощью безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины – концентрации. 1)массовая доля – отношение массы растворенного вещ-ва к массее раствора; процентная концентрация – показывает число гр раств вещ-ва в 100 гр раствора. 2)молярная доля – отношение кол-ва раствор вещ-ва (или растворителя) к сумме количеств всех вещ-в, составляющих раствор. 3)молярная концентрация или молярность – отношение кол-ва раствор вещ-ва к объему раствора (См или М, моль/л), показывает число молей раствор вещ-ва в единице раствора. 4)моляльная концентрация или моляльность – отношение кол-ва раствор вещ-ва к массе растворителя (m, моль/кг), не измен при изменении температуры. 5)эквивалентная или нормальная концентрация – отношение числа эквивалентов раствор вещ-ва к объему раствора (Сн или н моль/л). объемы растворов реаг вещ-в обратно пропорциональны их нормальностям.
32 35 Растворы элэктролитов. Теория электролитической диссоциации Амфотерные электролиты Все растворы делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролиты – вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания – вещ-ва с ионной или сильной полярной ковалентной связью. Электролитич диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Сущ-ет теория э/д для водных раст-ов слабых электролитов, кот была сформулирована Арениусом в 1887г. Положения: 1)электролиты в растворе распадаются (диссоциируют) на полож (катионы) и отриц (анионы) заряженные ионы, 2)ионы обладают другим запасом энергии чем молекулы и имеют др сво-ва, 3)ионы в раст-ре наход-ся в хаотич движении, под действием эл поля полож ионы движ к катоду, а отриц к аноду, 4)диссоциация – обрат процесс, одноврем с ним идет соединение ионов в молекулы (молеризация). Механизм э/д При раствор вещ-ва диполи воды концентрируются около (+) и (-) ионов вещ-ва возникает иондипольное взаимодействие, ионы отрываются от кристалла и в гидратированном виде переходят в раствор, идет диссоциация. Процесс диссоциации полярных молекул осущ-ся с переходом полярной структуры в ионную и послед-им образованием гидратированных ионов. Кислоты – эл-ты, при дис-ии кот в качестве катионов образ-ся только ионы Н+. Бескислородные и кислородсодержашие. Многоосновные могут дис-ть ступенчато. Н+обуслав кислую среду. Основания – эл-ты, при дис-ии кот в кач-ве анионов образ-ся только гидроксид-ионы ОН-. Обуславл щелочную среду, изменение окраски индикаторов и мыльность наощупь. Может проходить ступенчатая дис-ия. Соли - средние, кислые, основные, двойные. Диссоциация кислот, оснований и солей в воде.
Средние соли диссоциируют нацело: Na2SO4«2Na++ SO42-.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
H3PO4 « H+ + H2PO4- K1= 7.11×10-3
H2PO4- « H+ + HPO42- K2 = 6.34×10-8
HPO42- « H+ + PO43- K3 = 4.4×10-13
Очевидно, что константы диссоциации по различным степеням сильно отличаются друг от друга K1>>K2>>K3. Отсюда существование кислых и основных солей.
Амфотерные электролиты – соединения двойст-ого хар-ра. В кислой среде проявл сво-ва основания и диссо-т с отщеплением ОН-. В щелочной среде проявл сво-ва кислот и дис-ют с отщепл катионов Н+. Амфотерность объясн малым различием прочности связей R-O и OН.
33. Сильные и слабые электролиты. Степень константа диссоциации слабых электролитов Закон разбавления Оствальда Электролитич диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Но лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы. Сущ-ет понятие степени диссоциации . - отношение числа молекул распавшихся в данном растворе на ионы к общему числу молекул в растворе выражается в долях единиц или процентах. Если =1 – полная диссоц-я, сильный электролит, если =0 – нет дис-ии, неэлектролит. повыш с ростом температуры и разбавлением раствора. По степени ди-ии растворы делятся на сильные и слабые электролиты. Сильные эл-ты – практически полностью дис-ют на ионы. К ним относятся неорганич кислоты HCl, HBr, H2SO4, HMnO4, основания щелочных и щелочнозем металлов, почти все соли. Вследствии полной дис-ии сильных эл-ов конц-я ионов в растворе высокая и возникает притяжение между ионами. Каждый ион окр-ся слоем противоположнозаряж ионов в виде ионного облака – ионной атмосферы, что уменьшает подвижность ионов. Эл-ты прояв себя как будто их конц-я меньше действительной. В рез-те при опред меньше 100% и называется кажущейся степенью диссоциации. экспер30% - сильный эл-т (табличное значение). Для учета суммарных влияний межионных и межмолекулярных взаимод-ий в растворе сильного эл-та используют понятие, называемое активностью a=Cf. A – реальная конц-я ионов, C- истинная конц-я, f- эффект активности, кот учитывает все виды взаимод-я частей в растворе. Опред-ся опытным путем, f1. Слаб электролиты незначит дис-ют на ионы, 3%. К слабым электролитам относится большинство органических кислот а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3 Н2S НС Н2SiО3 и Н4ОН, основания нещелочных и нещелочноземельных металло Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, соли HgCl2, CoCl2, вода.
34. Закон разбавления Оствальда.Слабые электролиты хар-ся константой диссоциации, кот равна константе равновесия, установившегося в рез-те дис-ии слабого электролита. НС=Н++С- Кр=Н+С-/НС=Кд. Кд зависит от температуры и природы эл-та и не зависит от конц-ии. С повышением темп-ры Кд понижается. Многоосновные слабые кислоты и многокислотные основания дис-ют ступенчато. Причем Кд по каждой последней ступени на несколько порядков ниже, чем по предыдущей. Между и Кд сущ-ет зависимость, кот носит название закона разбавления Оствальда. Примем исход молярную конц-ю за С а степень диссоциации в данном растворе за . Тогда концентрация каждого из ионов будет С а концентрация недиссоциированных молекул С(1-)Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид: К=(С)2/С(1-) или К=С2 /(1-) Оно даёт возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита если известна его константа диссоциации Пользуясь этим уравнением можно также вычислить константу диссоциации электролита зная его степень диссоциации при той или иной концентрации для очень слабых эл-ов гораздо меньше 1. След-но ее значением можно пренебречь. Кд=(C)2 . Степень диссоциации увелич с разбавлением раствора, пониж конц-ии и увелич Кд.
37 Реакции обмена в растворах электролитов и условия их протекания. Электролиты – вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания – вещ-ва с ионной или сильно полярной ковалентной связью. В растворах электролитов могут протекать реакции обмена. Это реакции, вызванные взаимодействием между ионами растворенных вещ-в. протекают с высокими скоростями, т.к. реагенты находятся в антивирусном состоянии. Обязательным условием протекания реакции ионного обмена является смещение химического равновесия в сторону образования малорастворимых веществ (осадков), газов, слабых электролитов. При составлении ионно-молекулярных уравнений сильные эл-ты зап-ся в виде ионов, слабые – осадки, газы – в виде молекул. Для составления этих уравнений надо знать какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.
Взаим между кислотами и осн в результ кот обр-ся соль и вода называется реакц нетрализации.нейтр доходит до конца когда единств слабым электролитом в сист явл-ся вода.Взаимная нейтр кислот и осн различ-ся по силе до конца не протекает в силу прот-я обр реакции – гидролиза обр-ся соли.
36. Ионное произведение воды Водородный показатель рН-среды. чистая вода очень плохо проводит эл ток, т.е. вода – слабый электролит, незначительно дис-ет на ионы. Кд=Н+ОН-/Н2О=1,8*10-16). Константа диссоциации воды очень мала, т.к. доля молекул, участвую щих в дис-ии очень маленькая, поэтому конц-я недис-их молекул воды практически равна молярной концентрации молекул в жидкой воде (1000/18=55,5 моль/л). Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная Эта постоянная величина называется ионным произведением водыЧисленное значение её нетрудно получить подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов В чистой воде при 220С Н+*ОН-=Кд*C=1.8*10-16*55.5=10-14 КW=10-14 – ионное произведение воды. Растворы в которых концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов одинаковы называются нейтральными (10-7моль/л). В кислых растворах больше концентрация ионов водорода в щелочных - концентрация гидроксид -ионовНо какова бы ни была реакция раствора произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов остаётся постоянным пользоваться значениями концентрации с отриц степенями неудобно, поэтому на практике для хар-ки среды применяют водородный показатель рН. Вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм взятый с обратным знаком рН= -lgН+ В нейтральном растворе рН=7 В кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора. Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода рН метр или универсальный индикатор. Лакмус: фиолет, красный, синий; метилорандж: оранж, красный, желтый; ф/ф: бесцветный, бесцветный, малыновый.
38. Гидролиз солей Различные случаи гидролиза Гидролиз (в переводе разложение водой) – процесс взаимод ионов соли с ионами воды, в рез-те кот образуется слабый электролит, что сопровождается связыванием одного из ионов воды, смещением равновесия диссоциации воды и изменением рН раствора. Различают гидролиз по катиону и аниону. 1)Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону c образованием ионов Н+. Если катион многозарядный, то гидролиз протекает по первой стадии с образованием соли. CuCl2+HOHCuOHCl+HCl, CuOHCl+HOHCu(OH)2. Накопление ионов Н+ приводит к уменьшению ионов ОН-. Кислая реакция среды. 2) Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону, приводит к связыванию ионов Н+, накапление ОН-, среда реакции нщелочная. Если анион соли многозарядный, то гидролиз идет по первой стадии с образов кислой соли. Na2CO3+HOHNaHCO3+NaOH, NaHCO3+HOHH2CO3+NaOH. 3)Если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, то гидролиз идет по катиону и аниону. Реакция среды зависит от относит силы образ-ся кислоты и основания. NH4CN+HOHNH4OH+HCN. 4)Если соль образована слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, то гидролиз идет до конца и практически необратим. В рез-те образуется осадок и выделяется газ. 5)Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, гидролиз не идет.KCl+HOHгидролиз не идет. нейтрализация в этом случае сводится к процессу Н++ОН-= Н2О а обратная реакция-диссоциация молекулы воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени реакция среды нейтральная.
31 Диффузия, осмос, осмотическое давление Давление пара над растворами Кипение и кристаллизация водных растворов.
Осмотическое давление - это то давление, которое необходимо приложить раствору, что прекратился осмос это то избыт давление, кот оказывает р-ор на полупрониц перегородку в момент его равновесия с раств-ем. При измерениях осмотического давления различных растворов было установлено, что величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и от его температуры, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя
Равнов состояние вода-пар, при кот скорость испар жидк-ти=скор-ти конден-ии. Пар при таком сост-ии наз-ся насыщ-ым, а его давление – давлением насыщ пара. При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью- величина постояннаяОпыт показывает, что при растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается, т.к. часть поверхности раствора занята мол-ми нелетучего раств вещ-ва, кот сниж скорость испарения молекул раств-ля. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре В 1887 французский физик Рауль, изучая растворы различных нелетучих жидкостей и веществ в твердом состоянии, установил следующие законы: 1) в разбавленных р-ах неэл-ов при пост темп с пониж давления нас пара над раст-ом пропорц-но молярной доле раств вещ-ва. р0-р/р0=m/M, где р0-давление нас пара над чистым раст-ем, р-давление нас пара над раст-ом, m-число молей раств вещ-ва, M-число молей раств-ля. Следствием снижения давления нас пара над раст-ом явл-ся повыш темп кипения и пониж темп замер-я по сравнению с чистым раст-ем. 2)повышение темп кип-я и пониж темп зам-я раст-ов неэл-ов пропорц-но молярной конц-ии р-ра tкип=кэб*С, tзам=ккр*С, где кэб-эбуллиоскопическая константа, ккр-криоскопичекая константа. Кэб и ккр равны изм-ю темп кип и замер одномолярных раст-ов.
25 жесткость воды, методы ее устранения. Состав прир вод хар-ся солесодерж-ием, щелочностью, жесткостью. Жесткость обусловлена содер-ем раствор солей Ca и Mg, присут-ем их гидрокарбонатов (временная), их сульфатов и хлоридов (пост-ая). Врем +пост=общая. Жесткость выр-ся суммой эквивалентов ионов Ca2+ и Mg2+, содержащихся в 1 л воды (ммоль/л). по величине жесткости различают 1)очень мягкая (до 1) – дождевая и снеговая, нет накипи 2)мягкая(1-2) и средняя(2-10) – речная и озерная, образует накипь 3)жесткая(10-12) и очень жесткая(12) – грунтовая, родниковая, колодезная, много накипи, без умягчения не прим 4)вода морей и океанов(80-100). Отриц действие жесткости: 1)образ накипь в системах охлажд двиг, на стенках паровых котлов, что приводит к перегреву и коррозии 2)соли MgCl2, MgSO4 в р-ре гидролизуются, образую кисл среду, что ускор коррозию констр-ий 3)эти соли вызыв магнез и сульф коррозии цемент камня. Методы устранения сводятся к сниж конц-ии ионов Ca и Mg путем осажд-ия их в виде нераств солей или методом ионного обмена: 1)термич устр-ся только врем ж-ть Ca(HCO3)2=CaCO3+CO2+H2O, 2)реагентирование – не дает дост степени умяг-я, требует большого расхода реактивов, сложность по технолог осущ-ю. Известк метод +Ca(OH)2, содовый +Na2CO3, натронный +NaOH, фосфорный+Na3PO4. 3)в пром услов ж-ть уст методом ионного обмена, кот основан на спос-ти высокомолек соед-ий обменивать вход в их состав подвиж ионы на ионы, наход в воде. Иониты-тв зернистые, нераств в воде вещ-ва. По хар-ру обмен ионов различ катиониты и аниониты. Катиониты NaR,HR – обмен ионы Na+ и H+ на катионы Ca2+ и Mg2+ из воды. Аниониты ROH – обмен анионы OH- на анионы солей из воды. Происход хим обессолев воды. Со врем иониты утрач спос-ть умягчать воду и их подверг регенерации. Воду широко примен в строит-ве. В технол бетон работ воду испол для пригот бетон и раств смесей, поливки констр-ий в процессе тверд бетона, промывки заполнителей.
30. Коллоидные растворы. Методы получения, свойства. Коллоидные растворы - высокодисперсные гетероген системы с размером частиц дисперсной фазы 1-100 нм. Для получ и длит сущ-я кол р-ов необх 1)взаимная нераств-ть дисп фазы и диспер среды 2)достиж коллоидной степени диспер-ти частиц дисп фазы 3)наличие стабил-ра, прида-го системе уст-ть(избыток одного из реагентов) или поверх-актив вещ-ва(мыло, белки, желатин). Методы получения: 1)дисперсионный – основан на измел частиц дисп фазы до коллоид сост-я (мехки в шаровых и коллоид мельницах, с пом ультразвука, распыл в электр дуге) 2)конденсационный – основан на объедин молекул, атомов, ионов с образ-ем частиц коллоид размеров (путем замены растворителя, путем хим реакций, проводимых в опред усл-ях, в рез кот образ труднораств соед-я – реакции гидролиза, ОВР, реакции обмена). Золи – кол р-ры с жидкой подвижной дисп средой. Свойства: 1)молек-хим сво-ва проявл в тепловом движ частиц, диффузии, седиментацион(кинет) устойчивости. Частицы дисп фазы золя перем-ся в процессе теплового движ-я, выз-ого беспоряд ударами со стороны мол-л среды, и распред по всему объему системы. Диф-ют не охлаждаясь под действ силы тяжести. 2)оптич – мелкие частицы кол рас-ов нельзя увидеть в обычн микроскоп, только в ультрамик-п. частицы дисп фазы золей меньше длин волн лучей видимого света, поэтому они рассеив свет, но не отраж его. При боков освещ-ии бесц золи имеют голубов окраску. На темном фоне набл-ся свят конус. Золи имеют различн окраску, что опред-ся природой, строением, конц-ей р-ра и услов набляд золя. 3)электрич – при пропуск пост эл тока в силу электростат притяж кол частиц противоионы диф слоя взаимод др с др. при этом наблюд электрофарез (передвиж частиц дисп фазы к электроду), электроосмос(перемещ дисп среды через порист перегородку), агрегат уст-ть(спос-ть сохран опред размеры частиц дисп фазы). Наличие эл заряда у кол гранул приводит к их значит гидратации. Полярные молекулы воды ориент-ся около заряж частиц, образуя гидрат оболочки, что умен стремл частиц к укрупл. По хар-ру взаимод диспер фазы с диспер средой различ лиофоб и лиофил системы. У лиофил кол-ов (золи желатина, крахмала, белков, глин вещ-в) прояв значит взаимод диспер фазы и диспер среды. За счет адсорбции на пов-ти кол частиц образ сольватные (гидратные) оболочки из мол-л дисп среды. Лиофил агрегатно очень устойч за счет защитн дейст-я гидрат оболочек, коаг-ют при большом избытке эл-та, обратимы. При коаг-ии образ гель. Лиофоб кол-ды (золи Au,Cu,S, мульфидов, солей). Слабо взаимод с дисп средой. Неуст. Коаг при небол кол-ве эл-та, осаждаясь в виде хлопьев или порошка. Необратимы. Даже при длит хранении не застуднев. Повысить уст-ть можно добавлением лиофил. Кол защита. Уст-ть золей можно нарушить, устранив заряд коллоид частиц и электрозащит гидратную оболочку. При этом частицы слип-ся под дейст-ем межмолек сил, укрупняясь в размерах. Процесс объедин кол частиц в более крупные агрегаты – коаг-я. Процесс осажд укруп частиц под действ силы тяжести – седиментация. Пептизация – процесс перехода получ при коаг осадка в золь. Строение кол систем. Na2SiO3+2HCl=H2SiO3+2NaCl, FeCl3+H2O=Fe(OH)3+3HCl, H2S+CuSO4=CuS+H2SO4. При столк-ии слип-ся, образуя более крупные частицы, на опред этапе обр-ся агрегат кол частицы, состоящие из молекул m. На пов-ти агрегата адсорб потенциал опред ионы nFe3+. Они опред заряд кол частицы. Агрегат и потен-опред ионы притяг из р-ра противоионы Cl-. Причем их большая часть 3(n-x)Cl- нах-ся ближе к ядру кол частицы с потен образ адсорб слой. Меньшая часть 3xCl-распр-ся в диф подвиж слое. Агрегат+адсорб слой=гранула, гранула+противоионы=мицелла.