1. Цель работы: научиться готовить водные растворы из навески твердого вещества и из более концентрированного раствора; исследование применимости законов химического равновесия к растворам электролитов; определить временную жесткость воды.

2.Приборы и реактивы: технические весы, химический стакан, мерный цилиндр, стеклянная палочка для перемешивания растворов, шпатель, раствор серной кислоты (~20%), медный купорос, дистиллированная вода, растворы: роданида калия, хлорида железа (III), уксусной кислоты, гидроксида аммония; кристаллические роданид калия, хлорид железа (III), хлорид калия, хлорид аммония, ацетат натрия; пробирки, шпатель; индикаторы: фенолфталеин, метилоранж; штатив, бюретка, колба для титрования, 0,05N раствор HCl.

3.Теоретическое введение. Концентрация растворов.

Раствором называется твёрдая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, количества которых могут изменяться в широких пределах. Раствор состоит из растворённого вещества и растворителя, т.е. среды, в которой это вещество равномерно распределено в виде молекул или ионов.

При растворении многих веществ, их молекулы или ионы связываются с молекулами растворителя, образуя соединения, называемые сольватами. Процесс взаимодействия растворяющегося вещества с растворителем называется сольватацией. В частном случае, когда растворителем является вода, эти соединения называются гидратами, а процесс их образования – гидратацией. Гидраты, как правило, неустойчивые соединения, но иногда они настолько прочны, что выделяющиеся из раствора кристаллы растворённого вещества содержат определённое количество молекул воды. Такие вещества, в состав кристаллов которых входят молекулы воды, называются кристаллогидратами, а содержащаяся в них вода – кристаллизационной. Примеры кристаллогидратов: CuSO₄·5H₂O, Na₂SO₄·10H₂O, FeSO₄·7H₂O, Na₂CO₃·10H₂O.

Концентрацией раствора называется количество растворённого вещества, содержащегося в определённом количестве раствора или растворителя. Растворы с большой концентрацией растворённого вещества называются концентрированными, с малой – разбавленными.

Существует много различных способов выражения концентрации растворов. Один из наиболее употребительных в химии и технике способов – это выражение концентрации растворённого вещества в виде массовой доли (процентной концентрации). Массовая доля (процентная концентрация) показывает, сколько массовых частей растворённого вещества содержится в 100 массовых частях раствора. Если в качестве единицы массы выбрать грамм, то определение массовой доли можно также записать следующим образом: массовая доля (процентная концентрация) показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 граммах раствора

, (1)

где ω(X) – массовая доля растворённого вещества X;

m(X) – масса растворённого вещества X;

m_{раствора} – масса раствора.

Если в формуле (1) не использовать множитель 100%, то массовая доля будет выражена не в процентах, а в долях единицы.

(2)

В этом случае, например, 30% раствору будет соответствовать массовая доля

ω = 0,3.

Другим важнейшим способом выражения содержания растворённого вещества в растворе является молярная концентрация (молярность). Молярная концентрация показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре (т.е. 1 дм³) раствора.

, (3)

где C(X) – молярная концентрация растворённого вещества X (моль/л);

n(X) – количество растворённого вещества Х (моль);

V_{раствора} – объём раствора (л).

В технологических регламентах производственных процессов концентрацию растворов очень часто выражают массой растворённого вещества содержащегося в 1 литре раствора, например, 10 г/л – в 1 литре раствора содержится 10 граммов растворённого вещества.

Химическое равновесие в растворах электролитов. РН – растворов.

Необратимые химические реакции протекают до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. необратимая реакция протекает только в одном направлении; обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Пример обратимой реакции – реакция синтеза аммиака: N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃ .

Состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной называется состоянием химического равновесия.

Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа химического равновесия. Для обратимой реакции, записанной в общем виде a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + ... . константа химического равновесия выражается формулой:

В выражение константы равновесия входят равновесные концентрации веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворённом состоянии.

Константа равновесия представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину; она не зависит от концентраций веществ, хотя и выражается через равновесные концентрации.

Процесс изменения концентраций веществ, вызванный нарушением равновесия, называется смещением (сдвигом) равновесия. Влияние различных факторов на смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие сместится таким образом, чтобы ослабить оказанное воздействие.

Частные случаи принципа Ле-Шателье:

– при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, а при её уменьшении – в сторону образования этого вещества;

– при увеличении давления в системе равновесие смещается в сторону меньшего числа молекул газообразных веществ; при уменьшении давления – в сторону большего числа молекул газообразных веществ;

– при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Законы химического равновесия можно применить к равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита. Константа равновесия, соответствующая процессу диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты CH₃COOH ⇆ CH₃COO^– + H⁺

константа диссоциации имеет вид:

С тепенью диссоциации электролита () называется отношение числа распавшихся на ионы молекул, к общему числу молекул в растворе. Степень диссоциации можно рассчитать по формуле

где C – молярная концентрация продиссоциировавшего вещества;

C₀ – общая молярная концентрация вещества в растворе

Чистая вода – очень слабый электролит; процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением HOH ⇆ H⁺ + OH^–. Для любого водного раствора справедливо уравнение ионного произведения воды: C(H⁺)·C(OH^–) = 10^–14.

В любом водном растворе – как в кислом, так и в щелочном, вследствие диссоциации воды содержатся и ионы H⁺, и ионы OH^–:

– в нейтральном водном растворе C(H⁺) =·C(OH^–) = 10^–7 моль/л;

– в кислом растворе C(H⁺) >·C(OH^–);

– в щелочном растворе C(H⁺)·< C(OH^–).

Кислотность или щёлочность раствора характеризуют величиной, которая называется водородным показателем и обозначается pH:

pH = –lg C(H⁺)

В кислом растворе pH < 7;

в нейтральном растворе pH = 7;

в щелочном растворе pH > 7.

Для расчёта pH щелочных растворов используют вспомогательную величину, которая называется гидроксильный показатель pOH:

pOH = –lg C(OH^–)

pH и pOH связаны соотношением: pH + pOH = 14.