Главная Обратная связь

Дисциплины:






Концентрований та розбавлений розчини



Не слід плутати поняття насичений і ненасичений розчини з поняттями концентрований і розбавлений. Назви концентрований і розбавлений вказують лише, на ступінь розчинності речовини, що міститься в даній кількості розчинника, і нічого не вказують на ступінь його насичення.

Концентрований розчин може бути і насиченим і ненасиченим. Наприклад, якщо в 100 г води при 100 °C розчинити 200 г нітрату калію KNO3, то такий розчин буде досить концентрованим, але ненасиченим, бо для одержання насиченого розчину при цих умовах потрібно розчинити не 200, а 245 г цієї солі. Другий приклад: якщо в 100 г води при звичайній температурі розчинити в одному випадку 0,10 г Ca(OH)2, а в другому — 0,16 г, то обидва розчини будуть дуже розбавлені і разом з тим перший з них буде ненасиченим, а другий — насиченим.

 

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ (грец. electron — бурштин + lysis — розкладання, розпад; лат. dissoсiatio — роз’єднання, розділення) — процес розпаду молекул або кристалів речовин на іони під дією полярних молекул розчинника. Поряд з полярністю молекул розчинника важливе значення має його діелектрична проникність (ε). Діелектрична проникність розчинника показує, у скільки разів сила взаємодії між двома зарядами у даному середовищі менша, ніж у вакуумі.

Електроліти (грец. elektron — бурштин + lytos — що розкладається, розчиняється) — рідкі або тверді речовини і системи, в яких наявність іонів зумовлює їх електропровідність. Інше більш вузьке визначення електролітів — речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм за рахунок іонів, що утворюються внаслідок Е.д. Електроліти в розчинах по-різному дисоціюють на іони. Кількісною характеристикою розпаду молекул на іони є ступінь дисоціації α. У розчинах слабких електролітів ступінь дисоціації менше 3%. Електроліти середньої сили мають значення α понад 3% і менше 30%, α сильних електролітів понад 30%. Сильними електролітами є розчинні основи (луги): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 i Ba(OH)2; сильні мінеральні кислоти: HCl, HBr, HI, HNO3, H 2 SO4, HClO3, HClO4, HMnO4 і розчинні солі. До електролітів середньої сили належать деякі органічні кислоти (НСООН, Н2С2О4), мінеральні кислоти (HNO2, H2SO3, H3PO4, HF), основи Mg (OH)2, TІOH та солі — CdCl2, ZnCl2, HgCl2. До слабких електролітів належать малорозчинні основи, амфотерні гідроксиди, слабкі мінеральні кислоти (H2S, HCN, H2CO3, H3BO3, H2SiO3), майже всі органічні кислоти, вода, гідрат аміаку.

За кількістю іонів, на які дисоціює у розчині 1 М речовини, розрізняють бінарні електроліти (дисоціюють на 2 іони), напр. NaCl, KNO3, AgNO3 тощо; потрійні (дисоціюють на 3 іони) — CaCl2, Na2 SO4, Pb(NO3 )2; багатоіонні — Al2 (SO4 )3, CrCl3, SnCl4 та ін.



Електроліти добре розчиняються і дисоціюють у Н2О (ε = 81), СН3СООН (ε = 57), слабше — у С 2Н5 ОН (ε = 21), погано в C6H6 (ε = 2,5) та інших неполярних розчинниках. Класичну теорію Е.д. розробили С. Арреніус і В. Оствальд у 80-х роках ХІХ ст. Згідно з цією теорією речовини у розчинах лише частково дисоціюють на іони, тобто процес дисоціації є оборотним, оскільки через деякий час у розчині встановлюється рівновага між молекулами речовини та іонами, на які вона розпадається. Динамічна рівновага між недисоційованими молекулами й іонами підлягає закону діючих мас. Напр. Е.д. бінарного електроліту КА здійснюється за рівнянням: КА К+ + А-. Константа дисоціації КД визначається рівноважними концентраціями катіонів [К+], аніонів [А–] і недисоційованих молекул [КА]:

Константа дисоціації є кількісною мірою дисоціації електроліту. Чим більше значення КД електроліту, тим краще він дисоціює у розчині і тим більша концентрація його іонів.

Значення КД залежить від природи електроліту, природи розчинника і температури. Значення КД визначають за допомогою експериментальних методів. Кількісною характеристикою розпаду молекул на іони є ступінь електролітичної дисоціації α, яку виражають у відсотках або частках одиниці. Ступінь дисоціації дорівнює відношенню числа молекул електроліту, які розпалися у розчині на іони n, до загального числа розчиненних молекул N: α = n–N або α = n–N × 100%. Величина α залежить від природи розчиненої речовини, природи розчинника, температури розчину та його концентрації. Напр. α 0,1 М водних розчинів CH3COOH i HCN при 18 °С становлять відповідно 0,014 і 0,0001; 0,1 і 0,01 М розчинів CH3COOH — 0,014 і 0,043. Ступінь дисоціації слабких електролітів збільшується при підвищенні температури приблизно до 60 °С, а потім зменшується. Дуже значна залежність α від природи розчинника. Розчин HCl у полярному розчиннику (воді) є сильним електролітом, а у неполярному (бензині) — слабким. У розчинах сильних електролітів з підвищенням температури α зменшується. Між КД і ступенем Е.д. α існує зв’язок, відомий під назвою закону розбавлення (розведення) Оствальда:

де f± середній коефіцієнт активності електроліту. Класична теорія Е.д. виконується лише для розчинів слабких електролітів. Сильні електроліти при розчиненні у воді повністю дисоціюють на іони — процес їх дисоціації є необоротним (α = 1 або 100%). Але експериментально встановлено, що ступінь дисоціації концентрованих розчинів сильних електролітів α < 1. Відхилення α від одиниці в бік менших значень пояснюється тим, що внаслідок повної дисоціації сполук концентрація іонів значна, і їх розподіл у розчині значною мірою підлягає закону Кулона. Навколо кожного іона, який називають центральним, утворюється іонна атмосфера, яка є наслідком електростатичної взаємодії центрального іона й іонів протилежного знака. Утворення іонної атмосфери є однією з причин зменшення рухливості іонів в електричному полі та їх хімічної активності, що формально зменшує ступінь дисоціації електролітів. Хімічна активність та електропровідність розчинів сильних електролітів також зменшуються внаслідок існування у розчинах тісних іонних пар:

К+ + А- [ К+ А- ]°.

Іонні пари (іонні асоціати) на відміну від молекул зберігають заряди іонів, відстань між іонами більша за міжатомну відстань у молекулах та іонних кристалах. Оскільки ефективна концентрація розчинів сильних електролітів не відповідає реальній концентрації, а нижча за останню, то замість концентрації СМ використовують активність іонів — а (моль/л). Це поняття введено американським ученим Дж. Льюїсом (1907). Активність іонів означає ефективну умовну концентрацію, згідно з якою іони діють у хімічних реакціях. Напр. активність іонів Na+ i Cl– у 1 М розчині NaCl дорівнює 0,65 моль/л. Відношення активності іонів до концентрації розчинів називають коефіцієнтом активності та позначають f: f = a–CМ, звідси а = f ⋅ CМ. У дуже розведених розчинах сильних електролітів f наближається до 1(а ≈ СМ). Для розчинів сильних електролітів на основі закону діючих мас за значенням активності іонів обчислюють константи дисоціації. Напр. для хлоридної кислоти: HCl → H+ + Cl-.

Коефіцієнт активності іонів є функцією не лише концентрації розчинів, він залежить також від природи електроліту, температури та іонної сили розчину μ. Іонна сила дорівнює напівсумі добутку молярних концентрацій усіх іонів у розчині на квадрати їх зарядів:

 

де С1, С2, Сі — концентрації іонів у розчині, моль/л; Z1, Z2, Zi — їх заряди. Іонна сила характеризує електростатичну взаємодію іонів у розчині. Експериментально встановлено, що зі збільшенням іонної сили розчину коефіцієнт активності знижується. За значенням іонної сили розведених розчинів сильних електролітів обчислюють коефіцієнти активності іонів за формулою:

Визначення іонної сили розчинів сильних електролітів необхідне при кількісних визначеннях речовин у хімічному аналізі, а також для проведення біологічних досліджень. Такі сильні електроліти, як NaCl, KCl, CaCl2, MgCl2, містяться у крові та лімфі живих істот. Тому при вивченні дії розчинів сильних електролітів на організм слід застосовувати розчини однакової іонної сили.

 

 

Висновок.

Отже, розчин — однофазна, гомогенна, багатокомпонентна система змінного хімічного складу. Практично усі рідини, що є в природі, являють собою розчини. Крім розчинних, існують газові (газуваті) розчини — їх прийнято називати газовими сумішами (наприклад, повітря) і тверді розчини (наприклад, деякі сплави). Як правило, під розчином розуміють рідку молекулярно-дисперсну систему. Розчинником називають компонент, концентрація якого суттєво більша концентрації інших компонентів. Розчинник у чистому вигляді має той самий агрегатний стан, що й розчин.

Розчини відіграють величезну роль у техніці. Більшість хімічних процесів у промисловості проводять у розчинах. Такі галузі техніки, як шкіряне і паперове виробництво, виробництво цукру, мінеральних добрив, лікувальних речовин і багато інших, нерозривно пов'язані з широким застосуванням водних розчинів.

Також ми розглянули таке явище як розпад електролітів на іони під час розчинення у воді або розплавлення називається електролітичною дисоціацією.

Розглянемо розчинення у воді такої, наприклад, іонної сполуки, як хлорид натрію. Іони постійно здійснюють невеликі теплові коливання, але удержуються у вузлах кристалічної решітки, оскільки притягуються протилежно зарядженими іонами.

 

Список використаної літератури:

1. Гончаров А. І., Корнілов М. Ю. Довідник з хімії. — К.: Вища школа, 1974. — 303 с.

2. Хомченко І. Г. Загальна хімія. — К.: Вища школа, 1993. — 420 с.

3. Мороз А. С., Ковальова А. Г. Фізична та колоїдна хімія. — Львів : Світ, 1994. — 278 с.

 





sdamzavas.net - 2020 год. Все права принадлежат их авторам! В случае нарушение авторского права, обращайтесь по форме обратной связи...