М о д у л ь 3. РОЗЧИНИ

Дата: 2025-05-01; Просмотры: 1

Оценка:

0.00 из 5.00 — оценок

Скачиваний: 0

Скачать

Т е м а 7. Розчинність. Способи вираження концентрації

7.1. Рекомендації до вивчення теоретичного матеріалу

При вивченні даної теми необхідно звернути увагу на наступні основні поняття теорії розчинів.

Розчини являють собою дисперсні системи, в яких частинки однієї речовини рівномірно розподілені в іншій. У дисперсних системах розрізняють дисперсійне середовище (розподіляюче середовище) і дисперсну фазу (подрібнену в дисперсійному середовищі речовину), які можуть існувати в трьох агрегатних станах (Г- газ, Р- рідина, Т- тверда речовина). Отже, можливі 9 типів дисперсних систем, але до розчинів найчастіше відносять системи Г + Р, Р + Р, Т + Р (перша буква – дисперсна фаза, друга – дисперсне середовище).

Залежно від розмірів частинок дисперсної фази розрізняють істинні розчини (частинки з розміром 0,1-1 нм), колоїдні системи (1-100 нм) і грубодисперсні системи (розмір частинок більше 100 нм). До грубодисперсних систем належать суспензії, емульсії, піни. Слід звернути увагу на відмінні властивості істинних розчинів від властивостей інших систем.

Істинні розчини – це гомогенні термодинамічно стійкі дисперсні системи, що складаються з двох і більше компонентів, здатних існувати незалежно один від одного, співвідношення між якими може варіювати в широких межах. Розмір частинок дисперсної фази в них дорівнює розмірам молекул або іонів.

Необхідно ознайомитися з механізмом і термодинамікою процесу розчинення, звернувши увагу, що інтегральна теплота розчинення (∆Н_р.) відбиває вплив двох факторів - ∆Н фазового переходу речовини дисперсної фази (або енергію її кристалічної гратки) і ∆Н сольватації:

∆Н_р. =Δ Н _ф.п. + ∆Н _сольв.

Отже, при розчиненні речовин завжди спостерігається виділення або поглинання теплоти. Ентропія систем Р + Р і Т + Р зростає (∆S > 0), оскільки речовини з більш впорядкованого стану переходять у менш впорядкований. При розчиненні газів ентропія системи Г + Р зменшується (∆S < 0). Але в усіх випадках ізобарно-ізотермічний потенціал завжди зменшується (∆G _p. < 0), тобто, розчинення – самовільний процес.

Слід звернути увагу на розчинність органічних і неорганічних речовин у воді і інших розчинниках (спиртах, кетонах, ефірах, вуглеводнях і т. д.), користуючись відомим правилом: «подібне розчиняється в подібному». Наприклад, полярні розчинники, вода, ацетон, етанол, диметилформамід, ацетонітрил змішуються і розчиняються один в одному в необмеженому співвідношенні. Практично відсутня взаємна розчинність у системах з протилежними властивостями компонентів: вода-октан, вода-бензол. При розчиненні газів в рідині можливе утворення двох систем: з наявністю хімічної взаємодії та з її відсутністю. У випадку наявності хімічної взаємодії (наприклад, розчинення NH₃, НCl, HBr у воді) розчинність газів значно вища, ніж при її відсутності (O₂, N₂, CO, інертні гази). В останньому випадку залежність розчинності газів від тиску виражається законом Генрі-Дальтона (1802): при сталій температурі розчинність газу в рідині (С) прямо пропорційна його парціальному тиску (Р):

С = k ·Р,

де k – коефіцієнт пропорційності.

Розчини з великою концентрацією розчиненої речовини називаються концентрованими, а з малою – розведеними. Коли розчин знаходиться в динамічній рівновазі з одним з компонентів розчину, він називається насиченим, а його концентрація відповідає розчинності цього компонента. Під розчинністю звичайно розуміють масу розчиненої речовини в 100 г розчинника в насиченому розчині.

У практиці насиченими розчинами користуються рідко, характеризувати концентрацію розчину величиною розчинності незручно. У зв'язку з цим для кількісної характеристики розчинів застосовують інші способи вираження концентрації. Вони досить докладно розглянуті в задачнику М.Л. Глінки. Варто запам'ятати основні п'ять способів:

1. Частки – мольна (об'ємна, масова) – відношення кількості молей (об¢єму, маси) однієї з речовин до суми кількості молей (об¢ємів, мас) усіх речовин суміші:

мольна - Х_А= ;

об'ємна - j_А= ;

масова - .

Сума часток суміші дорівнює одиниці: =1.

2. Моляльність – число молів розчиненої речовини в 1000 г розчинника;

С_m = (моль/кг), де m₁, m₂ – маси розчиненої речовини і розчинника, г.

3. Молярність – число молів розчиненої речовини в 1 л розчину;

С_М = (моль/л), де V – об¢єм розчину, л.

4. Нормальність (молярна концентрація еквіваленту) – число молів еквівалентів розчиненої речовини в 1 л розчину;

С_н = (моль екв/л); m_э1 – еквівалентна маса розчиненої речовини.

5. Титр – кількість грамів розчиненої речовини, що містяться в 1 мл розчину; Т = (г/мл).

При визначенні концентрації невідомого розчину методом титрування використовують закон еквівалентів, що для розчинів має вид:

С_н1×V₁ = С_н2 ×V₂.

При розчиненні у воді малорозчинних неорганічних речовин ( наприклад, BaSO₄, Ag₂ClO₄, Fe(OH)₃, AgCl ) більша частина речовини залишається в осаді, між яким та насиченим розчином встановлюється рівновага:

BaSO₄ = [BaSO₄] =Ва²⁺ + SO₄²ˉ,

константа якої має вираз: К = [ Ва²⁺] [SО₄^2ˉ] / [ВаSО_{4 тв.} ] Оскільки в розчин переходить незначна частина сульфату барію, то можна констатувати, що кількість твердої фази при сталій температурі практично не змінюється. Отже, [Ва²⁺] [SО₄^2ˉ] = К·[ВаSО_{4 тв.}] = const = ДР.

Добуток розчинності (ДР) – показник розчинності: чим менша величина ДР, тим менше речовина здатна переходити в розчин. Розчинність малорозчинної речовини легко знайти, якщо скористатися табличними даними добутку розчинності.

Наприклад, розчинність ВаSО₄ знаходять з таких співвідношень:

[BaSO₄] = [ Ва²⁺] = [SО₄^2ˉ] = √ДР = √1,1·10^-10 = 1,08·10^-5 моль/л = 1,08·M_BaSO4·10^-5 ≈ 2,5·10^-3 г/л . Аналогічно, розчинність Ag₂CrO₄ дорівнює

[Ag₂CrO₄] = [ CrO₄^2ˉ] = ³√ДР/4 = ³√4.05·10^-12 ≈ 1·10^-4 моль/л

У насиченому розчині малорозчинної сполуки K_mA_m встановлюється рівновага:

K_mA_n = mKⁿ⁺ + nA^m-

_{тверда фаза насичений розчин}

Тобто, ДР = [Kⁿ⁺]^m · [A^m-]ⁿ. У загальному вигляді розчинність K_mA_n в моль/л визначають за формулою:

P _KmAn = ^m+n√ДР(_KmAn)/(m^m · nⁿ)

Додавання однойменного іону в систему «осад-розчин» буде зміщувати рівновагу в бік випадання осаду.

7.2. Приклади розв ¢язування типових задач

Задача 1. Визначити молярну, нормальну концентрації і титр 40%-го розчину Н₂SO₄ (1,31 г/см³).

Розв’язок. З формули = знаходимо масу розчиненої речовини Н₂SO₄: m = ×m_р-ну. = × ×V = 0,40×1,31г/мл×1000 мл = 524 (г), (де V = 1000 мл).

Знаходимо молярну концентрацію: С_М = = = 5,35 (моль/л).

Знаходимо нормальну концентрацію: С_н = = = 10,7 (моль-екв/л).

Знаходимо титр: Т = = = 0,524 (г/мл).

Задача 2. Скільки грамів Na₂CO₃ необхідно для повної взаємодії його з 100 мл 4 н. розчину НСl ?

Розв’язок. Відповідно до закону еквівалентів: .

З формули С_н = випливає: V_HCl×C_H Þ Комбіноване вираження закону еквівалентів має вид для даного випадку: Þ m_{Na СО} =m_{екв(Na СО )}×V_HCl×C_H(HCl) =53×0,1×4 =

= 21,2 (г).

Задача 3. У лабораторії є розчин із процентною концентрацією натрій хлориду 20 і 10%. Визначите масу кожного з розчинів, які необхідно змішати для приготування 300 г розчину з процентною концентрацією 12%.

Розв’язок. При виконанні експериментальних робіт часто доводиться розраховувати концентрацію розчину, що утворюється при розведенні, концентруванні або змішуванні двох розчинів. У цьому випадку зручно використовувати «правило хреста»:

де С₁ і С₂ – концентрації вихідних, С₃ – кінцевих розчинів, причому С₁>C₃, а С₃>C₂. Для масових значень вираження концентрації знаходимо:

; для об'ємних: . У випадку розведення розчину чистим розчинником С₂ приймається рівним нулю. Цю задачу також можна вирішити за допомогою “правила хреста”. Складаємо діаграму:

де х₁ і х₂ – відповідні масові частини розчинів. Як випливає з цієї діаграми, для приготування необхідного розчина варто взяти 2 масові частини 20% і 8 масових частин 10% розчинів.

Розрахуємо маси кожного з розчинів по формулах:

m₁ = = = 60(г); m₂ = = 240 (г) або m₂ = 300 – m₁ = 300-60 = 240 (г).

Задача 4: Визначити розчинність Ca₃(PO₄)₂ в моль/л і в г/л.

Розв’язок: У водному розчині Ca₃(PO₄)₂ дисоціює за рівнянням:

Ca₃(PO₄)₂ = 3 Ca ²⁺ + 2PO₄^3-

Тобто, трьом катіонам Ca ²⁺ відповідають два аніона PO₄^3ˉ. Розчинність фосфату кальцію визначають з урахуванням значення добутку розчинності:

ДР_Ca3(PO4)2 = [Ca ²⁺ ]³ · [PO₄^3-]² = 3 ·10^-33

Р _Ca3(PO4)2 = ³⁺²√ПР_Ca3(PO4)2/3³· 2² = ⁵√3 · 10^-33/108 ≈ 1,2 · 10^-7 моль/л

Молярна маса Ca₃(PO₄)₂ дорівнює 310 г/моль. Отже, Р_Ca3(PO4)2 = 1,2 · 10^-7 ·310 = 3,72 · 10^-5 г/л.

7.3. Задачі для самостійного рішення: 400, 414, 421, 432, 436

7.4. Лабораторна робота

Необхідні прилади, устаткування, реактиви: техно-хімичні ваги і важок, набір ареометрів для визначення густини розчинів, мірні колби на 50 і 100 мл, піпетки, гранульовані луги – КОН і NaOH, розчини кислот невідомої концентрації: соляної, сірчаної, азотної; дистильована вода.