1 курс / Химия / Растворы

Степень диссоциации (ионизации) α называется отношение числа

молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул этого вещества в

растворе:

α = n/N,

где n – число распавшихся на ионы молекул электролита,

N – общая концентрация молекул.

Степень диссоциации измеряется в % или в долях единицы.

α ≤ 1,тогда

число продиссоциировавших молекул 100% общее число молекул

По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, α > 30 %. У слабых электролитов α ≤ 3 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты

(HNO2, HCN, H2SO3), большинство оснований, практически все органические кислоты.

В промежутке при значениях α от 3 до 30% электролиты считаются средней силы.

α - зависит от температуры, концентрации и природы электролита.

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации (Кд).

Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита НАn:

HAn H An - .

Константа равновесия Кс этой реакции и есть Кд:

[H ] [An- ] KД [HAn] .

10

Кд – это отношение произведения концентрации диссоциированных

ионов к концентрации непродиссоциированных молекул.

Кд показывает, во сколько раз скорость диссоциации больше скорости ассоциации.

Кд зависит от природы электролита и растворителя, температуры и не

зависит от концентрации.

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:

KД C 2 .

Тогда

KД C 1 .

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице. Тогда закон Оствальда может быть сформулирован так: Степень диссоциации слабого электролита возрастает

с разбавлением раствора

Рассмотрим диссоциацию N моль электролита, диссоциирующего на

n ионов. Тогда зависимость изотонического коэффициента от степени диссоциации можно записать в виде

Определив экспериментально изотонический коэффициент, можно найти степень диссоциации α в условиях эксперимента.

Следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение α выражает «кажущуюся» степень диссоциации,

поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы полностью.

Ионное произведение воды. Водородный и

гидроксильный показатели.

Важное значение имеет диссоциация воды, поскольку она участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы:

Н2О Н+ + ОН‒

Ее константа при 295 К (22 оС) равна

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной

Отсюда произведение постоянных величин

KД [H2O] [H ] [OH- ] const .

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода,

называемое ионным произведением воды Кв, равна

Таким образом, в пределах 15-25°С ионное произведение воды Kв=10 14

Равенство [H ] и [OH- ] соответствует нейтральной среде:

12

[H ] = [OH- ] = 1 ∙ 10‒7 моль-ион/л,

при [H ] > 1 ∙ 10‒7 моль-ион/л – кислой,

при [H ] < 1 ∙ 10‒7 моль-ион/л – щелочной.

Для удобства характеристики кислотности среды было предложено использовать отрицательный логарифм от ионного уравнения воды.

Очевидно,

−lg( [H+][OH‒] )=(−lg 1·10‒14 ).

Отсюда

(-lg[Н+]) + (-lg[ОН-]) =(−lg 1·10‒14 ).

Величину отрицательного логарифма концентрации ионов водорода называли водородным показателем и обозначили рН, отрицательный логарифм концентрации ионов гидроксила гидроксильным показателем и обозначили его рОН.

Так как рН = -lg[Н+], рОН = -lg[ОН-], тогда рН+ рОН = 14.

Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном.

Вкислых растворах рН <7, в нейтральных =7, в щелочных >7.

Вобычной лабораторной практике рН измеряют с погрешностью 0,02.

Величины рН и рОН можно рассчитать используя значения ионного произведения воды.

Если [Н+ ] = 10 -3 моль-ион/л ; рН = -lg[Н+], рН = -lg[10-3 моль-ион/л]= 3,

а рОН = 14 – рН = 14 – 3=11, тогда рН + рОН =14.

13

Гидролиз солей

Кроме реакции диссоциации, в растворе происходят реакции обмена между растворенным веществом (протолитом) и растворителем (для водных растворов – гидролиз, для неводных – сольволиз).

Гидролиз – реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к

образованию слабого электролита с изменением характера среды.

Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой и наоборот. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются.

Пример:

1. Взаимодействие соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

СН3СООNa+ HOH СН3СООH+NaOH

СН3СОО-+ HOH СН3СООH+OH- , рН > 7, среда щелочная.

2. Взаимодействие соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием.

взаимодействии ионов соли с их гидратной оболочкой. Чем сильнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз.

Все рассмотренные случаи гидролиза касались солей, образованных

Например, соли Na2CO3, К3РО4 гидролзуются ступенчато, образуя кислые соли.

Соли AlCl3, Cu(NO3)3, CrCl3 гидролизуются ступенчато с образованием на промежуточных стадиях основных солей.

Процесс гидролиза характеризуется константой гидролиза (Кгидр) и

степенью гидролиза (α). Константа гидролиза отвечает за глубину протекания

Степень гидролиза представляет собой отношение концентраций гидролизуемой соли к общей концентрации соли и выражают в долях единицы или в процентах:

α =.

Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры.

Согласно закону действующих масс, степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Качественно влияние температуры на степень гидролиза можно прогнозировать на основе принципа Ле Шателье. Так,

реакция экзотермична (∆Н0 = – 56,5 кДж /моль), то противоположный ей процесс гидролиза является эндотермическим.

Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье с повышением температуры степень гидролиза растет.

15

Гидролиз характерен для многих классов неорганических и органических соединений. Гидролиз неорганических соединений важен для оценки их токсичности, а гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и т.п., но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов.

Роль гидролиза в биохимических процессах трудно переоценить. Прежде всего, необходимо отметить ферментативный гидролиз, благодаря которому три основных компонента пищи - жиры, белки, углеводы - в желудочно-

кишечном тракте расщепляются водой на более мелкие фрагменты. В общем виде гидролиз пищевых компонентов описывается

R1 – O – R2 + H2O→ R1 – OH + R2 – OH,

где R1, R2 – фрагменты биоорганической молекулы, связанные через кислород.

Без этого процесса не было бы возможно усвоение пищевых продуктов,

так как всасываться в кишечнике способны только относительно небольшие молекулы.

Так, усвоение полисахаридов и дисахаридов становится возможным послетолько полного их гидролиза ферментами до моносахаридов.

Точно так же белки и липиды гидролизуются до веществ, которые лишь потом могут усваиваться.

16

2. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Количественной характеристикой раствора служит его концентрация, то есть количество растворенного вещества в определенном количестве раствора или растворителя. Различают массовую долю, молярную и нормальную концентрации. В аналитической химии наряду с общими химическими понятиями широко используют ряд таких понятий, которые присуще только ей и помогают характеризовать состав раствора. К ним относятся титр,

эквивалент, титр по определяемому веществу. Рассмотрим каждый из способов определения концентрации вещества.

Массовая доля (ω) - отношение массы соответствующего компонента в растворе m(x) к общей массе этого раствора. Выражается в единицах или процентах.

объем, тогда m раствора = Vраствора∙ ρ.

Численно массовая доля равна числу граммов вещества, растворенного в

100г раствора. Массовая доля всегда рассчитывается на безводное вещество.

Масса растворенного вещества рассчитывается с точностью до третьего знака-

0,00Х.

Молярная концентрация (См) - отношение количества растворенного вещества к объему раствора.

Численно (См) равна количеству молей растворенного вещества,

содержащегося в 1 л. раствора). Выражается она в моль/л. Сокращенно пишут М. Например, 2М (NaOH).

См=,

где 1моль/л = 1М раствор – одномолярный раствор (в 1 л раствора содержится 1 моль растворенного вещества);

17

0,1М – децимолярный раствор;

0,01М – сантимолярный раствор;

0,001М – милимолярный раствор.

Концентрация веществ в биологических жидкостях измеряется в

миллимолях растворенного вещества содержащего в литре раствора (мМ/л).

Так, содержание глюкозы в крови у здорового человека должно быть 5,8

мМ/л.

Молярная концентрация эквивалента (Нормальная концентрация СN

или Н)- количество моль эквивалентов вещества, содержащегося в 1 л раствора СN=.

Единица измерения моль эквивалентов/л, Сокращенно обозначается буквой N. Если раствор 1Н раствор – в 1 л раствора содержится 1 эквивалент или 1 эквивалентная масса вещества; 0,1Н –О,1мольэквивалента растворенного

вещества, раствор деценормальный.;

0,01М – сантинормальный раствор; Например, 0.1Н HCL означает, что в 1

литре такого раствора содержится 0,1моль эквивалент НСl. Если эквивалентная масса соляной кислоты равна 36,5г, то в 1 л 0,1Н раствора содержится 3,65г

НС1. Эквивалентом вещества называется такое количество его, которое взаимодействует с одним моль атомов водорода или вообще с одним

обозначается Мэкв, выражается в г/моль (экв). Эквивалент в большинстве случаев – величина переменная и зависит от типа реакции.

Если раствор 1Н раствор – в 1 л раствора содержится 1 эквивалент или 1

эквивалентная масса вещества; 0,1Н –О,1мольэквивалента растворенного вещества, раствор деценормальный.;

0,1М – децимолярный раствор;

0,01М – сантимолярный раствор;

18

0,001М – милимолярный раствор.

Способы расчета Мэкв. Для кислот, оснований и солей:

1.

2.

3.

Понятие эквивалентов в окислительно-восстановительных реакциях то же,

что в реакциях обмена. Однако способ расчета различен:

4.

5.

Закон эквивалентов предложен в 1814г. И.Рихтером: «Вещества взаимодействуют и получаются в массовых количествах прямо пропорционально их эквивалентам».

Математическое выражение этого закона:

m1, m2- массы веществ, Э1, Э2- эквиваленты веществ.

Пропорция не изменится, если поменять местами m2 с Э1. Тогда получим

==

Следствия закона:

1. Объемы реагирующих растворов обратно пропорциональны их нормальным и молярным концентрациям:

= ; для молярной концентрации =;

19