Растворы; ионное произведение воды
Выбери формат для чтения
Загружаем конспект в формате docx
Это займет всего пару минут! А пока ты можешь прочитать работу в формате Word 👇
Продолжение темы Растворы.
1. Ионное произведение воды. Водородный показатель
Химически чистая вода является очень слабым электролитом, т.к. весьма незначительная часть ее молекул диссоциирована на ионы:
H2O ↔ H+ + OH-.
При постоянной температуре произведение молярных концентраций ионов H+ и OH- в воде и разбавленных водных растворах остается постоянным. Это произведение называют ионным произведением воды и при 250С оно равно 10-14:
C(H+)C(OH-) = 10-14
где C(H+), C(OH-) молярные концентрации ионов H+ и OH- соответственно.
Это важная постоянная, которая позволяет по значению C(H+) найти C(OH-) и наоборот.
Для удобства используют водородный показатель pH:
pH = -lgC(H+)
Значение водородного показателя может изменяться от 1 до 14:
C(H+)>C(OH-)
C(H+)=C(OH-)
C(H+)7)
Кислую среду имеют растворы всех кислот (сильных и слабых) и растворы некоторых солей.
Щелочную среду имеют растворы щелочей и растворы некоторых солей.
Нейтральную среду имеет вода и растворы некоторых солей.
Для определения характера среды применяют индикаторы – вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от концентрации катиона водорода. Окраска некоторых индикаторов представлена в таблице 2.
Таблица 2. Окраска некоторых индикаторов
Индикатор
Окраска в кислой среде
Окраска в щелочной среде
Фенолфталеин
Метилоранж
Универсальный
Бесцветная
Красная
Красная
Малиновая
Желтая
Синяя
Точное значение pH (до 0,01 единицы) измеряют с помощью прибора pH-метра.
В организме человека pH крови составляет примерно 7,4, желудочный сок имеет pH = 1-2, pH морской воды находится в интервале 7,6 – 8,4, растворов моющих средств – в интервале 12-14, котловая вода pH = 10.
2. Гидролиз солей
Гидролиз – это взаимодействие соли с водой, которое приводит к образованию слабого электролита и изменению характера среды.
Соли являются продуктами взаимодействия кислот и оснований между собой. Соли – сильные электролиты, в водных растворах они полностью диссоциированы. Если в состав соли входит ион слабого электролита (слабой кислоты или слабого основания), этот ион взаимодействует с водой. В результате изменяется рН среды. Список сильных оснований и сильных кислот см лекция 4.
Например, хлорид натрия:
Na
Cl
рН↓
↓
попадает в соль из основания
попадает в соль из кислоты
сильное основание
сильная кислота
Рассмотрим изменение рН раствора при гидролизе карбоната натрия (Na2CO3).
Na+ образует сильное основание (см список сильных оснований в лекции 4), CO32- - образует слабую кислоту (см список сильных кислот в лекции 4. Если кислоты нет в этом списке, значит она слабая).
С водой будет взаимодействовать CO32-, т.к. он слабый:
CO32- + HOH ↔ HCO3- + OH- - ионное уравнение гидролиза.
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH – молекулярное уравнение гидролиза;
Из уравнения гидролиза видно, что в растворе появляется избыток ОН-, поэтому раствор имеет щелочную среду (pH>7).
Для определения характера среды в растворе соли удобно пользоваться таблицей:
Характер среды в растворах солей.
Основание
Кислота
pH раствора соли
Пример
сильное
сильная
pH=7 (нейтральная среда)
NaCl
сильное
слабая
pH>7 (щелочная среда)
Na2CO3
слабое
сильная
pH<7 (кислая среда)
Al2(SO4)3
слабое
слабая
pH≈7 (близкая к нейтральной среда)
NH4NO2
Гидролиз – обратимый процесс. Гидролиз усиливается (равновесие сдвигается вправо), при повышении температуры и уменьшении концентрации соли, т.е. при разбавлении раствора.
3. Коллигативные (общие) свойства растворов
Это свойства растворов, которые зависят от природы растворителя и числа частиц растворенного вещества (т.е. его концентрации) и не зависят от природы растворенного вещества.
К коллигативным свойствам относятся:
- повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем,
- понижение температуры замерзания раствора по сравнению с растворителем,
- осмос.
Для разбавленных растворов неэлектролитов справедлив закон Рауля: повышение температуры кипения раствора и понижение температуры замерзания раствора прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества.
где (повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем);
(понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем);
- эбуллиоскопическая постоянная растворителя;
- криоскопическая постоянная растворителя;
- моляльная концентрация, моль/кг.
Эбуллиоскопическая постоянная показывает, на сколько градусов повышается температура кипения раствора, концентрация которого 1 моль/кг, по сравнению с чистым растворителем. Криоскопическая постоянная показывает, на сколько градусов понижается температура замерзания раствора, концентрация которого 1 моль/кг, по сравнению с чистым растворителем.
Для воды =0,52 , =1,86. Водные растворы кипят при температуре больше 1000C,а замерзают при температуре меньше 00C.
Изменение температуры замерзания растворов находит практическое применение для приготовления антифризов – растворов с пониженной температурой замерзания. Наибольшее распространение имеют антифризы на основе этиленгликоля – двухатомного спирта C2H4(OH)2.
Осмос – это односторонняя диффузия растворителя из разбавленного раствора в концентрированный. Явление осмоса можно наблюдать, если взять сосуд, разделенный мембраной (пленкой из специального материала). По одну сторону от мембраны налить воду, по другую сторону мембраны налить раствор (например, воду, в которой растворен сахар). Будет происходить переход воды в раствор:
Вода
мембрана
Н2О→
Раствор
(вода +сахар)
Такое же явление можно наблюдать, если вместо воды налить в сосуд раствор сахара с меньшей концентрацией, чем раствор справа в сосуде.
. Давление, которое нужно приложить к раствору для прекращения осмоса из чистого растворителя в раствор, называется осмотическим давлением. Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов описывает закон Вант-Гоффа:
где - осмотическое давление раствора, кПа;
- универсальная газовая постоянная ( Дж/моль К);
- температура раствора, измеренная в К;
- молярная концентрация, моль/л.
Таким образом, чем больше концентрация растворенного вещества, тем больше его осмотическое давление.
Если к раствору приложить давление, большее осмотического, направление движения растворителя через отверстия мембраны изменится, и он выйдет из раствора. Это – обратный осмос, который позволяет получать пресную воду из моленой воды.
Явление осмоса играет очень важную роль в живой природе. Оболочки клеток представляют собой мембраны, легко проницаемые для воды, но почти непроницаемые для веществ, растворенных во внутриклеточной жидкости. Проникая в клетки, вода создает в них избыточное давление, которое поддерживает оболочки клеток в напряженном состоянии. Вот почему травянистые стебли, листья, лепестки цветов обладают упругостью. Если срезать растение, то вследствие испарения воды объем внутриклеточной жидкости уменьшается, растение вянет. Но если начавшее вянуть растение поставить в воду, начнется осмос, оболочки клеток снова напрягаются и растение принимает прежний вид. Осмос является также одной из причин, обусловливающих поднятие воды по стеблю растения.
Коллигативные свойства растворов электролитов не подчиняются законам Рауля и Вант-Гоффа, так как диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же концентрации.
Пример решения типовых задач.
В 200 г воды растворено 137 г сахара. Вычислить температуру кипения и замерзания полученного раствора.
Дано:
m(H2O)=200 г
m(C12H22O11)=137г
Найти:
tзам-?
Решение:
Находим моляльную концентрацию сахара в растворе:
.
Подставляем данные из условия задачи:
Cm=
По закону Рауля повышение температуры кипения раствора равно:
Δtкип=CmE =2·0,52=1,040
Температура кипения воды 100 0С, температура кипения раствора:
tкип=100+1,04=101,40С
По закону Рауля понижение температуры замерзания раствора равно:
Δtзам=2·1,86=3,720С
Температура замерзания воды 00С, температура замерзания раствора:
tзам=0-3,72=-3,720С
