Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и температуры. Давление влияет незначительно. Лучше растворяются вещества, которые взаимодействуют с водой, образуя гидраты. Температура влияет на растворимость различно:

1) при изменении температуры от 0 до 100 ⁰С растворимость KNO₃ увеличивается в 19 раз, а NaCl на 10 %.

2) Растворимость CаSO₄ ∙2H₂O и Ca(OH)₂ с повышением температуры падает.

 

Взаимная растворимость жидкостей

А) Полярные жидкости хорошо растворяются в полярных, а неполярные в неполярных растворителях. Взаимная растворимость изменяется в широких пределах: в любых соотношениях смешиваются полярные жидкости ацетон и вода. Но жидкие углеводороды (октан, декан и др.) неполярны и практически не растворяются в воде.

Б) При повышении температуры растворимость ограниченно растворимых друг в друге жидкостей увеличивается и при определенной температуре (критической t⁰ растворения) они становятся неограниченно растворенными друг в друге.

В) Взаимная растворимость жидкостей не зависит от давления.

Г) Температура кипения смесей с ограниченной растворимостью ниже, чем температура кипения каждого компонента. Такие смеси называются азеотропными (нераздельно кипящими). Например, фенол – вода, t⁰ кипения фенола -181,4 ⁰С, а смеси 98,6 ⁰С при полном испарении одного из соединений температура кипения резко возрастает. Это свойство азеотропных смесей используется для очистки промышленных стоков от органических примесей (фенола, органических кислот) методом перегонки с водяным паром.

 

Свойства растворов

1. Закон Рауля (1887г.).

Относительное понижение давления насыщенного пара над раствором равно отношению числа молей растворенного вещества к сумме молей растворителя и растворенного вещества

р₀ – давление насыщенного пара чистого растворителя;

р- давление пара над раствором;

n – число молей растворенного вещества;

N - число молей растворителя.

Понижение давления насыщенного пара над раствором вызывает изменения температуры кипения и замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем. Растворы кипят при более высокой температуре.

,

∆Т_к  - повышение температуры кипения, ⁰С;

Е – эбуллиоскопическая константа растворителя (для воды равна 0,52 ⁰С);

M – моляльная концентрация раствора.

Замерзают растворы при более низкой температуре, чем у чистого растворителя.

,

К – криоскопическая константа (для Н₂О К = 1,86 ⁰С).

Поэтому морская вода замерзает при 19 ⁰С.

Самопроизвольный переход молекул растворителя через полупроницаемую мембрану против градиента концентрации называется осмосом.

Гидростатическое давление, оказываемое молекулами растворителя на мембрану, называется  осмотическим.

Величина осмотического давления для разбавленных растворов не зависит от химической природы растворителя и растворенного вещества, а определяется разностью концентраций растворов, разделенных мембраной. Чем больше эта разность, тем больше осмотическое давление.

 

, где 

П – осмотическое давление, Па;

С- молярная концентрация моль/м³;

R - газовая постоянная = 8,31 Дж/моль∙К;

Т- термодинамическая температура раствора, К.

Вышеуказанные зависимости справедливы для растворов неэлектролитов, так как в электролитах (вследствие их диссоциации) присутствуют большее число частиц. Поэтому в вышеуказанные уравнения для электролитов вводится поправочный множитель (i) - изотонический коэффициент. Он рассчитывается по формуле

 (для слабых электролитов)

α – степень диссоциации;

κ – количество ионов образующихся при диссоциации молекул.

 

Теория сильных электролитов

При растворении электролитов происходит диссоциация их молекул. Способность вещества к образованию ионов выражается  степенью диссоциации (α).

α = (число молекул распавшихся на ионы)/ (общее число молекул вещества).

Электролиты делятся на:

- слабые электролиты,

- сильные электролиты.

Процесс диссоциации слабых электролитов обратимый

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО     

К₁ = .

Сильные электролиты не подчиняются закону действия масс. Константа диссоциации сильных электролитов зависит от концентрации, при повышенной концентрации она уменьшается.

П. Дебай и Э Хюккель (1923г.) - теория сильных электролитов: растворы сильных электролитов состоят только из ионов.

Ионы в растворе распределяются также как в кристаллах, но на большем расстоянии друг от друга. Их взаимное влияние ослабляется присутствием молекул растворителя. В сильно разбавленных растворах взаимное влияние их ионов слабо и кажущаяся степень диссоциации приближается к 100%. Увеличение концентрации вызывает увеличение взаимного влияния и кажущаяся степень диссоциации уменьшается. При увеличении концентрации раствора подвижность ионов снижается, поэтому растворы сильных электролитов характеризуются величиной активной концентрацией (а), которая меньше истинной.

а - активная концентрация, моль/л;

с – истинная концентрация, моль/л;

ν – коэффициент активности.

Если в растворе находится смесь электролитов, то электростатическое действие ионов друг на друга характеризуется ионной силой раствора (I)

, где

С₁, С₂, …, С_n  - истинные концентрации отдельных ионов.

Z₁, Z₂, …, Z_n  - заряды ионов.

 

2.6 Коэффициент активности (ν)

Коэффициент активности (ν)  не зависит от химической природы иона и одинаков для всех равнозарядных ионов при определенной ионной силе раствора. В водах с малым солесодержанием (до 200 мг/л) ν- не принимают во внимание. При большой концентрации электролита необходимо учитывать ν. Для растворов с ионной силой до 0,01 ν рассчитывается по формуле:

. При I - от 0,5 до 0,01, коэффициент активности рассчитывается по формуле:

Эта формула применима для точного расчета коэффициента активности растворов с концентрацией до 50 ммоль/дм³.

 

 

Произведение растворимости

1. Для выражения растворимости практически нерастворимых веществ используется условная величина – произведение растворимости ПР.

При контакте воды с поверхностью практически нерастворимого вещества, например СаCO₃  начинается выход в раствор незначительного количества ионов Ca²⁺ и CO . Так как скорость растворения υ₁ зависит от количества ионов на поверхности, то можно допустить, что с течением времени она не меняется, то есть:

υ₁  = κ₁

При повышении концентрации ионов в растворе увеличивается υ₂  - скорость перехода ионов из раствора на поверхность твердой фазы. υ₂   зависит от активности ионов, а для сильно разбавленных растворов от концентрации ионов в растворе и выражается уравнением:

При определенной концентрации ионов в растворе скорости растворения и осаждения становятся равны, то есть      υ₁  = υ₂. Следовательно

    , отсюда     

Отношение  - величина постоянная, характеризует растворимость труднорастворимого электролита и называется произведением растворимости. В насыщенном растворе CaCO₃ существует равновесие

СаCO₃ ↔ Ca²⁺ + CO

^{твердая фаза             раствор}

ПР = a   ∙ a   =4,8 ∙10^-9 моль/л.

Если при диссоциации электролита, образуется несколько одинаковых ионов, то ПР равно произведению активностей ионов в степени, соответствующей количеству ионов.

Mg₃ (PO₄)₂ ↔ 3Mg²⁺ + 2PO

ПР  = a ³   ∙ a ² . Если произведение активностей ионов <ПР – раствор является ненасыщенным.

Если оно равно ПР, то раствор будет насыщенным .

Если произведение активностей ионов > ПР, то раствор является пересыщенным.

Представив вместо активностей ионов значения их концентраций, получим:

a    = γ    ∙ [Са²⁺]; a   = γ  ∙[СО ], где

γ – коэффициент активности, то есть отношение активности к истинной концентрации. Тогда

ПР = γ   [Са²⁺]∙γ [СО ]

Коэффициенты активности ионов с одинаковой величиной зарядов равны. Следовательно ПР =γ²  [Са²⁺]∙γ[СО ], то есть [Са²⁺][СО ]=ПР /γ².

Так как концентрации ионов [Са²⁺] = [СО ], то концентрация каждого из них будет соответствовать молярной концентрации насыщенного раствора.

[Са²⁺] = [СО ]= .

В сильноразбавленных растворах, когда γ = 1

                    С(моль/л) = , где

С – молярная концентрация насыщенного раствора бинарного электролита. При введении в насыщенный раствор труднорастворимого электролита другого электролита, не содержащего с ним одноименных ионов, наблюдается повышение растворимости. Это явление называется солевым эффектом.

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.

Гидролизу подвержены соединения разных классов, мы будем рассматривать гидролиз солей.

В реакции гидролиза вступают соли образованные: слабой кислотой и слабым основанием; слабой кислотой и сильным основанием; сильной кислотой и слабым основанием.

 

3.1  Механизм протекания реакций гидролиза

1. Соль образована одноосновной кислотой и одновалентным металлом.

СН₃СООNa + Н₂О → СН₃СООН + NaОН

СН₃СОО^- + Н₂О → СН₃СООН + ОН^-

Из уравнения видно, что гидролизу подвергается анион соли и освобождается ОН^-. Но поскольку ионное произведение воды [H⁺] [OH^-] – величина постоянная, то при накоплении ионов ОН^- концентрация ионов Н⁺ уменьшается. Следовательно: растворы солей, образованные слабой кислотой и сильным основанием имеют щелочную реакцию.

2. Аналогично в случае соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли и освобождаются ионы водорода.

NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl

NH₄⁺  + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺

 В этом случае реакция среды кислая.

3. Соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла. Гидролиз таких солей протекает ступенчато.

1) Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH

CO₃ ^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + OH ^–

2) NaHCO₃ + H₂O  → NaOH + H₂CO₃

 HCO₃^-  + H₂O →H₂CO₃ + OH ^–

Аналогично для солей образованных слабым основанием и сильной кислотой

Для соли слабой кислоты и слабого основания

Запишем уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н₂О ↔ НА + МОН

НА – кислота

МОН – основание

МА – соль.

Этому равновесию отвечает константа:

 

[Н₂О] – величина постоянная. Тогда

К· [Н₂О] - К_г (константа гидролиза), таким образом

Для случая соли слабой кислоты и сильного основания

Отсюда следует, что К_г обратно пропорциональна К_{кислоты}, чем слабее кислота, тем сильнее гидролизуются ее соли.

При гидролизе по первой ступени образуется ион НСО₃- . Его диссоциация характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты. Во второй ступени образуется Н₂СО₃, его характеризует первая константа диссоциации.

Поэтому,

; 

;

так как К₁ > К₂, то К_Г1 > К_Г2.

Следовательно, гидролиз по первой степени всегда протекает в большей степени, чем по второй.

Аналогично проходит гидролиз соли образованный слабым основанием многовалентного металла.

CuCl₂ + H₂O ↔ CuOHCl +HCl

Cu²⁺ + H₂O ↔ CuOH⁺ + H⁺

В ничтожно малой степени:

CuOHCl + H₂O → Сu(OH)₂ + HCl

Cu²⁺ + H₂O → Сu(OH)₂ + H⁺

 Особенно глубоко протекает гидролиз солей образованных слабой кислотой и слабым основанием.

Al(CH₃COO)₃ + H₂O ↔ Al(OH)(CH₃COO)₂ + CH₃COOH

Al(OH)(CH₃COO)₂ + H₂O ↔ Al(OH)₂(CH₃COO) + CH₃COOH

Гидролиз катиона:

Аl³⁺ + H₂O ↔ AlOH ²⁺ + H⁺

Гидролиз аниона:

СН₃СОО^- + Н₂О ↔ СН₃СООН + ОН^-

При гидролизе катиона образуется Н⁺, при гидролизе аниона образуется ОН^-. Реакция среды в этом случае зависит от отношения констант диссоциации. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимы или неустойчивы, то гидролиз часто протекает необратимо.

 

Гидролиз хлора

При растворении хлора в воде происходит его гидролиз по следующему уравнению.

Сl₂ + H₂О ↔ НОСl + HCl

Равновесие сильно смещено влево. При соединении хлора с водой образуются незначительные количества соляной и хлорноватистой кислоты.

Но равновесие хлора с водой можно сместить вправо добавлением щелочи.

Cl₂ + 2KOH ↔KCl + KOCl + H₂O

 В растворе хлорной воды в виде ионов находится только соляная кислота, так как хлорноватистая – слабая, поэтому присутствие сильной кислоты подавляет ее действие почти нацело.

Сl₂ + HOH ↔ H⁺ + Cl^- + HOCl

Константа гидролиза будет равна

= К_гидр = 4,5·10^-4

Гидролиз хлорамина

                                   

Буферные растворы

Буферными растворами называются растворы, рН которых не изменяется при прибавлении небольшого количества сильной кислоты или щелочи.

Основные виды буферов:

1. Слабая кислота и ее соль (ацетатная СН₃СООН и СН₃ СООNa), (карбонатная Н₂СО₃ и NaHCO₃).

Пример.

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^-

NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^-

NaHCO₃ – сильный электролит.

Диссоциация Н₂СО₃ – подавлена вследствие наличия в воде НСО₃^- из соли. При введении в такой раствор кислоты ионы Н⁺ будут взаимодействовать с ионами НСО₃^-  , образуя компонент буфера – Н₂СО₃

Н⁺ + НСО₃^- → Н₂СО₃

Если добавить щелочь, то введенные ионы ОН^- взаимодействуют с малым количеством ионов Н⁺ из Н₂СО₃

Н⁺+ ОН^- → Н₂О

Запишем выражение константы диссоциации Н₂СО₃

 

, так как диссоциация невелика, можно считать [Н₂СО₃] равной общей концентрации кислоты С_кисл.

[HCO₃^-] =С _соли.

Получаем , откуда [H⁺] = .

Так как [H⁺], а следовательно и рН зависит не от величин концентраций, а от их соотношения, то при разбавлении она остается постоянной.

Характеристикой буферных растворов служит величина буферной емкости. Она определяется числом г –экв. сильной кислоты или щелочи, которую необходимо прибавить к 1л буферного раствора для изменения рН на 1 единицу.

2. Слабое основание и его соль:

аммонийная (NH₄OH и NH₄Cl).

3. Две кислые соли:

фосфатная (Na₂HPO₄, NaH₂PO₄).

4. Кислая и средняя соль:

карбонатная (NaHCO₃, NaCO₃).

Таким образом постоянство рН буферных систем при добавлении кислоты или щелочи объясняется связыванием вводимых ионов Н⁺ и ОН^-.

Кислые или щелочные стоки, попадающие в водоем могут быть нейтрализованы карбонатной буферной системой природных вод. (Н₂СО₃, NaHCO₃).

В щелочных водах (при рН >8,5) буферность природных вод определяется другой карбонатной системой (NaHCO₃, Na₂CO₃). Поддержание оптимальной величины рН при биологической очистке стоков необходимо для протекания биохимических процессов.

Буферные свойства иловой воды обуславливаются наличием карбонатной, аммонийной и фосфатной систем. Буферные растворы используются при проведении анализа - аммонийный при комплексометрическом определении жесткости воды и т.д.