ХИМИЯ 10

Способы выражения составов растворов

151

Пример 2. Кристаллогидрат Na2SO4∙10H2O массой 128,8 г растворили в воде массой 691,2 г. Вычислите массовую долю (%) сульфата натрия в полученном растворе.

Дано:	Решение:
m(Na2SO4∙10H2O) = 128,8 г	1. Определим молярную массу кристал-
m (Н2О) = 691,2 г	логидрата:
w(Na2SO4) = ?	Mr(Na2SO4∙10H2O) = 142 + 10∙18 = 322;
	M(Na2SO4∙10H2O) = 322 г/моль.

2. Вычислим массу сульфата натрия в указанной порции кристаллогидрата, составив пропорцию:

впорции Na2SO4∙10H2O массой 322 г содержится Na2SO4 массой 142 г;

впорции Na2SO4∙10H2O массой 128,8 г содержится Na2SO4 массой х г,

откуда х = (142∙128,8) : 322 = 56,8 г.

3. Вычислим массу приготовленного раствора:

m(р-ра) = m (Н2О) + m(Na2SO4 ∙10H2O) =

=691,2 г + 128,8 г = 820 г.

4.Найдём массовую долю сульфата натрия в растворе:

w(Na2SO4) = m (Na2SO4 ) : m(р-ра) = = 56,8 г : 820 г = 0,07, или 7 %.

Ответ: w(Na2SO4) = 7 %.

В химии широко пользуются таким способом выражения состава растворов,

как молярная концентрация вещества в растворе.

Молярная концентрация вещества — с(Х) — величина, равная отношению его химического количества к объёму раствора:

n(X) c(X) = —————— .

V(р-ра)

Молярная концентрация выражается в моль/дм3.

152

Химия растворов

Пример 3. В растворе объёмом 2 дм3 содержится гидроксид натрия массой 0,8 г. Рассчитайте молярную концентрацию этого вещества в растворе.

Дано:							Решение:
V(р-ра) = 2 дм3		1. Вычислим химическое количество гидроксида
m(NaOH) = 0,8 г	натрия:
			а) Мr(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40;
с(NaOH) = ?
				М(NaOH) = 40 г/моль;
б) n(NaOH)		m(NaOH)				0,8 г			0,02 моль.
		M(NaOH)			40 г / моль
2. Найдём молярную концентрацию гидроксида натрия в растворе:
c(NaOH)	n(NaOH)		0,02 моль				0,01		моль / дм3.
	V (р ра)		2	дм3

Ответ: с(NaOH) = 0,01 моль/дм3.

Зная молярную концентрацию, можно легко найти химическое количество растворённого вещества, содержащегося в определённом объёме раствора:

n(X) = c(X)∙V(р-ра).

Важной количественной характеристикой любого раствора является плотность — величина, равная отношению массы данного раствора к его объёму:

(р-ра) = m(р ра) (кг/дм3 или г/см3).

V(р ра)

Используя эту характеристику, легко перейти от одного способа выражения состава раствора к другому.

Пример 4. Массовая доля серной кислоты в растворе равна 20 %, а его плотность составляет 1,15 г/см3. Вычислите молярную концентрацию серной кислоты в этом растворе.

	Дано:	Решение:
	w(H2SO4) = 20 %	1. Поскольку молярная концентрация показывает
	(р-ра) = 1,15 г/см3	химическое количество вещества в растворе объё-
		мом 1 дм3, допустим, что объём раствора серной
	с(H2SO4) = ?
		кислоты равен 1 дм3 или 1000 см3.

Способы выражения составов растворов

153

2. Найдём массу этого раствора:

m(р-ра) = V(р-ра)· (р-ра) = 1000 см3·1,15 г/см3 = 1150 г.

3. Вычислим массу кислоты в растворе:

m(H2SO4) = m(р-ра)·w(H2SO4) = 1150 г·0,2 = 230 г.

4. Найдём химическое количество серной кислоты в растворе:

n(H2SO4) =		m(H2SO4)			230 г		2,35 моль.
		M(H SO )			98 г / моль
	2		4
5. Рассчитаем молярную концентрацию H2SO4:
с(H2SO4)=	n(H2SO4)			2,35 моль		2,35 моль / дм3.
	V(р ра)			1 дм3

Ответ: с(H2SO4) = 2,35 моль/дм3.

Количественный состав растворов можно выражать с помощью физических величин — массовой доли или молярной концентрации растворённого вещества.

Вопросы и задания

1.Чем отличается молярная концентрация от массовой доли вещества в растворе?

2.В растворе объёмом 3 дм3 содержится гидроксид натрия: а) химическим количеством 0,6 моль; б) массой 120 г. Рассчитайте соответствующие значения молярной концентрации NaOH.

3.В воде массой 65 г растворили хлорид кальция массой 15 г. Рассчитайте массовую долю (%) и молярную концентрацию вещества в растворе, если его плотность равна 1,2 г/см3.

4.Рассчитайте объём (дм3) раствора с молярной концентрацией СаСl2, равной 0,1 моль/дм3, который можно приготовить из раствора этой же соли объёмом 500 см3

смассовой долей СаСl2, равной 10 % ( = 1,1 г/см3).

5.Массовая доля серной кислоты в растворе равна 0,617, а её молярная концентрация составляет 9,0 моль/дм3. Чему равен объём (см3) этого раствора массой 200 г?

6.В растворе объёмом 55,56 см3 с массовой долей серной кислоты, равной 0,91 (ρ = 1,8 г/см3), добавили оксид серы(VI). В образовавшемся растворе массовая доля кислоты увеличилась по сравнению с исходной на 5,25 %. Вычислите массу добавленного оксида серы(VI).

7.* Раствор массой 500 г с массовой долей сульфата железа(II), равной 40 %, охла-

дили, в результате чего из этого раствора выделился осадок FeSO4∙7H2O массой 100 г.

Чему равна массовая доля сульфата железа(II) в растворе над осадком?

154

Химия растворов

§32. Электролитическая диссоциация веществ

врастворах

Вам уже известно, что растворы и расплавы некоторых веществ проводят электрический ток. Такие вещества называют электролитами. К электролитам относятся соли, щёлочи, кислоты — соединения с ионным и ковалентным полярным типом химической связи.

Причина электропроводности растворов заключается в том, что при растворении под влиянием полярных молекул воды электролиты распадаются, т. е. диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Эти ионы являются носителями электрических зарядов в растворах.

Теория, объясняющая электропроводность растворов, первоначально была предложена шведским учёным С. Аррениусом в 1887 году. Русские учёные И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский дополнили эту теорию положением о взаимодействии ионов с молекулами воды и образованием неустойчивых гидратов, чем связали её с утверждением Д. И. Менделеева о взаимодействии растворённого вещества и растворителя.

Сущность теории электролитической диссоциации можно выразить следующим положением.

Электролиты в растворах и расплавах распадаются (диссоциируют) на противоположно заряженные частицы — ионы.

Диссоциация электролитов с ионным и ковалентным типами химической связи протекает по-разному.

Диссоциация соединений с ионным типом связи

Рис. 46. Разрушение ионного кристалла под действием молекул воды

В основе строения ионных соединений находится ионная кристаллическая решётка. Разрушение кристаллов происходит под воздействием полярных молекул воды (рис. 46).

Особенностью диссоциации ионных соединений является то, что в этих веществах имеются уже готовые ионы и диполям воды остаётся только разрушить ионный кристалл.

К электролитам с ионным типом связи относятся основания и соли.

Основания диссоциируют в водных растворах на гидроксид-ионы и ионы металла. Например,

Электролитическая диссоциация веществ в растворах

155

растворимые в воде основания, которые, как вы знаете, называются щелочами, диссоциируют следующим образом:

KОН → K+ + ОН–;

Ва(ОН)2 → Ва2+ + 2ОН–.

В результате разрушения водой ионных кристаллов солей они диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков:

Na2CO3 → 2Na+ + CO32–;

Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42–.

Диссоциация соединений с ковалентным полярным типом связи

Кислоты относятся к веществам, в молекулах которых атомы связаны ковалентными полярными связями. Говоря об электролитах с таким типом связи, мы будем иметь в виду только растворимые органические и неорганические кислоты.

Кислоты имеют молекулярное строение, и готовых ионов в их полярных молекулах нет. Особенность диссоциации кислот в том, что диполи воды притягиваются к разноимённо заряженным концам полярной молекулы кислоты, а затем разрывают её с образованием ионов (рис. 47).

Образующиеся при диссоциации кислот ионы водорода соединяются с молекулами воды. В результате получаются более сложные ионы Н+ · Н2О или Н3О+ — катионы гидроксония. При этом новая ковалентная связь возникает по донорно-акцепторному механизму:

Н					Н			+
—					—
	:	+ Н+ →				:
	О:					О—Н
Н	—				Н	—

Рис. 47. Схема диссоциации молекул азотной кислоты

156

Химия растворов

Молекула воды — донор электронной пары, а ион водорода — её акцептор. Однако в дальнейшем, для упрощения в уравнениях ионных реакций, мы бу-

дем записывать гидратированный ион водорода в виде Н+.

Кислоты диссоциируют в водных растворах на ионы водорода и кислотных остатков:

HNO3 → H+ + NO3–.

По числу атомов водорода кислоты делятся на одно-, двух- и трёхосновные. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

H3PO4 H+ + H2PO4–;

H2PO4– H+ + HPO42–;

HPO42– H+ + PO43–.

При этом, как правило, на каждой последующей ступени диссоциация ослабевает.

Отличие свойств ионов от свойств атомов и молекул

Атомы и молекулы в целом электронейтральны. Ионы, как известно, образуются в результате отдачи или присоединения электронов атомами, что и является причиной возникновения зарядов у ионов. Так же как ионы водорода, все ионы

Рис. 48. Движение ионов в растворе под действием электрического поля

Электролитическая диссоциация веществ в растворах

157

в водных растворах гидратируются, т. е. взаимодействуют с молекулами воды. Гидратация отчасти затрудняет обратное соединение ионов (ассоциацию).

Свойства заряженных ионов отличаются от свойств соответствующих электронейтральных атомов. Ионы натрия Na+ не разлагают воду, а нейтральные атомы натрия Na0 взаимодействуют с ней с выделением водорода.

Ионы хлора Cl– не имеют ни цвета, ни запаха, не токсичны, т. е. не проявляют свойств газообразного хлора. В электрическом поле ионы перемещаются к противоположно заряженным электродам. Положительно заряженные ионы направляются к катоду — их называют катионами. Отрицательно заряженные ионы называют анионами, так как они перемещаются к аноду (рис. 48). В растворе любого электролита общий положительный заряд всех катионов равен общему отрицательному заряду всех анионов.

Свойства ионов отличаются от свойств атомов и молекул, потому что они обладают различным электронным строением.

Сильные и слабые электролиты

Электролиты диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада зависит от природы электролита и растворителя, температуры, концентрации электролита.

Количественно диссоциация характеризуется степенью диссоциации .

Степень диссоциации — это величина, равная отношению числа мо-

лекул или формульных единиц электролита, распавшихся на ионы, к общему числу его растворённых молекул или формульных единиц:

Nрасп

= ————— .

Nобщ

Так как число частиц и их количество связаны между собой соотношением

N = n · NA, то

DNрасп nрасп ,

Nобщ nобщ

где п — химическое количество соответствующих молекул или формульных единиц.

Таким образом, степень диссоциации — это величина, равная отношению химического количества распавшихся на ионы структурных единиц данного вещества к общему химическому количеству растворённых структурных единиц. Она показывает, какая часть (доля) электролита распадается на ионы.

158

Химия растворов

Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах. Например, если степень диссоциации уксусной кислоты в растворе с молярной концентрацией 0,1 моль/дм3 равна 0,015 (1,5 %), то это означает, что из 1000 молекул только 15 распались на ионы. Степень диссоциации обычно определяют экспериментальным путём.

К сильным электролитам ( ≈ 1) относятся соединения с ионным и ковалентным полярным типом связи. Ионные соединения диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков (соли) или гидроксид-ионы (щёлочи). Сильными электролитами с ковалентным типом связи являются кислоты: серная, соляная, азотная, которые поэтому так и называют — сильные кислоты. В растворах сильных электролитов практически отсутствует процесс обратного объединения ионов, поэтому диссоциацию таких электролитов записывают в виде уравнения распада со стрелкой в одном направлении:

H2SO4 → 2H+ + SO42–;

НСl → Н+ + Сl–; KОН → K+ + ОН–.

К слабым электролитам относятся соединения с ковалентной менее полярной связью. При растворении в воде они лишь частично диссоциируют на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов очень мала ( <<1). К ним относится большинство органических кислот, например уксусная кислота СН3СООН, многие неорганические кислоты, такие как сероводородная кислота H2S, сернистая кислота H2SO3, плавиковая кислота HF.

Двухосновные слабые кислоты диссоциируют практически только по первой ступени:

H2S H+ + HS–.

В растворах слабых электролитов непрерывно протекает процесс диссоциации молекул на ионы и обратный процесс объединения ионов в молекулы. Между этими двумя процессами устанавливается динамическое равновесие. Диссоциацию таких электролитов отображают уравнением распада со стрелками в двух направлениях.

Таким образом, можно сказать, что диссоциация слабых электролитов — процесс обратимый. Степень диссоциации таких электролитов растёт с уменьшением их концентраций, так как при этом уменьшается вероятность столкнований ионов в растворе. Слабым электролитом является вода:

Н2О Н+ + ОН–.

При 25 С степень её диссоциации равна примерно 1·10–9. Это означает, что из каждого миллиарда молекул воды только одна молекула распадается на ионы.

Реакции ионного обмена в водных растворах

159

Электролиты — это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Электропроводность растворов и расплавов электролитов объясняется электролитической диссоциацией веществ на ионы.

Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам.

Электролиты делятся на сильные и слабые.

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации.

Вопросы и задания

1.Каким образом можно усилить диссоциацию (сместить равновесие вправо) уксусной кислоты?

2.Чему равна степень диссоциации некоторого электролита, если из вещества химическим количеством 2 моль распалось на ионы примерно 1,4 моль?

3.Составьте уравнения диссоциации следующих веществ: K2Cr2O7, HМnO4, Ba(OH)2, LiOH, MnSO4 , AlCl3 , HNO2. Распределите их по классам: кислоты, основания, соли.

4.Составьте уравнения диссоциации соединений NaCl, KNO3, HI, Ca(OH)2 , H2S, Sr(OH)2. Распределите их на две группы: а) ионные соединения, б) ковалентные соединения.

5.Как изменится степень диссоциации (возрастёт или уменьшится) слабой плавиковой кислоты (HF) при добавлении в её раствор: а) соляной кислоты; б) раствора фторида натрия; в) воды?

6.Чему равно химическое количество катионов калия, образующихся в результате электролитической диссоциации карбоната калия химическим количеством 2,7 моль, если степень диссоциации соли равна 0,9?

7.Составьте формулы веществ: хлорида магния, сульфата железа(III), нитрата натрия и расположите их по: а) возрастанию общего числа ионов; б) убыванию числа анионов, образующихся в результате их диссоциации.

8.В растворе объёмом 3 дм3 масса сульфата алюминия равна 615,6 г. Вычислите молярную концентрацию ионов алюминия Al3+ в данном растворе.

§33. Реакции ионного обмена

вводных растворах

Поскольку электролиты в растворах распадаются на ионы, то согласно теории электролитической диссоциации реакции в водных растворах электролитов — это реакции с участием ионов. Так как растворы сильных электролитов практически не содержат недиссоциированных молекул, а только анионы и катионы,

160

Химия растворов

Рис. 49. Образование осадка гидроксида железа(III) при смешивании растворов хлорида железа(III) и гидроксида натрия

то логично предположить, что они и взаимодействуют между собой. Химические реакции между ионами в растворах электролитов называются ионными реакциями. С участием ионов могут протекать как реакции обмена, так и окислительновосстановительные реакции.

Реакции обмена в растворах называют

реакциями ионного обмена.

Реакции ионного обмена в растворах электролитов протекают только в том случае, если образуются осадки — труд-

норастворимые вещества (рис. 49), газообразные или малодиссоциирующие

вещества. К последним обычно относят воду H2O и другие слабые электролиты, на-

пример H2S, H2CO3, H2SO3, HNO2 и др.

Уравнения таких процессов составляют либо в обычном (молекулярном) виде,

либо в полном ионном или сокращённом ионном виде.

Составление уравнений ионных реакций

Составление уравнений в ионном виде требует соблюдения определённого порядка действий. Для этого:

1. Составляем уравнение реакции в молекулярном виде, расставляем коэффициенты:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.

2. Переписываем это уравнение в ионном виде, изображая сильные электролиты в виде ионов, а образующееся малодиссоциирующее вещество — воду — в молекулярном виде:

2Na+ + 2OH– + 2H+ + SO42– = 2Na+ + SO42– + 2H2O.

3. Исключаем из обеих частей уравнения не участвующие в реакции ионы и записываем сокращённое ионное уравнение, которое и отображает суть химической реакции:

2OH– + 2H+ = 2H2O или OH– + H+ = H2O.