Реакція іонного обміну в розчинах



Склад розчинів

Розчин - це гомогенна система, яка складається з розчинника і розчиненої речовини. За фазовим станом розчини поділяються на газоподібні, рідкі та тверді. Крім цього, розрізняють розчини водні і неводні, іонні і молекулярні, концентровані і розведені та ін. Важливою характеристикою розчину є його склад. Якщо молекулярні або іонні частинки, розподілені в рідкому розчині, присутні в такій кількості, що за даних умов не відбувається подальшого розчинення речовини, розчин називається насиченим. Наприклад, якщо додати 50 г хлориду натрію NaCl до 100 г води, то при кімнатній температурі розчиниться тільки 36 г солі. Якщо при кімнатній температурі додати до води менше 36 г солі, ми одержимо ненасичений розчин. При нагріванні солі до 1000С може розчинитись 39,8 г NaCl. При обережному охолодженні надлишок солі може не випасти в осад, і ми одержимо перенасичений розчин. Гранична розчинність багатьох речовин у воді при даній температурі є кількісною характеристикою розчинності і наведена в таблицях. Вона визначена в грамах речовини на 100 г розчинника при різних температурах. При охолодженні розчину розчинність зменшується, і зайва сіль випадає в осад. Масу солі m, яка утворила осад, можна обчислити за формулою

                              m = mmрозчину (mt2 - mt1) / (100 + mt2).

Розчинністю -речовини називають здатність її розчинятися в тому чи іншому розчиннику. Мірою розчинності, або коефіцієнтом розчинності (або просто розчинністю) служить кількість грамів речовини, яка при даній температурі розчиняється в 100 г води з утворенням насиченого розчину.

Загальна характеристика

Міра розчинності речовини у даному розчиннику – концентрація його насиченого розчину при певних температурі та тиску. Розчинність газів залежить від температури та тиску, розчинність рідких та твердих тіл від тиску практично не залежить. Розчинність обумовлюється фізичною і хімічною спорідненістю молекул розчинника і розчинюваної речовини (виконується принцип: “подібне розчиняється у подібному”). Деякі рідини можуть необмежено розчинятися в інших, тобто змішуються у будь-яких пропорціях (напр., спирт і вода). Інші взаєморозчиняються тільки до певної межі (напр., при перемішуванні пари “вода–ефір” утворюється два шари: верхній насичений розчин води в ефірі, нижній — насичений розчин ефіру у воді).

Закон Генрі – маса m газу, розчиненого в рідині даного об'єму, при сталій температурі пропорційна парціальному тиску р цього газу над розчином

m = KГр,

де КГ – константа Генрі, залежна від природи газу й температури.

Об’єм газу, Vго, розчиненого в нафті, прямо пропорційний об’єму нафти Vно і тиску p, причому об’єми зведено до нормальних умов, тобто

Vго = αpVноp,

де αp (p) – коефіцієнт розчинення газу в нафті як функція від тиску (часто беруть αp = const).

Закон сформулював у 1803 Вільям Генрі.

Зако́н Рау́ля — парціальні тиски рі пари кожного з компонентів ідеального розчину при постійній температурі є пропорційними до молярних часток цих компонентів в рідкій фазі xi:

де — пружність пари чистого розчинника.

Залежність зниження тиску пари розчинів від їхньої концентрації виражається першим законом Рауля (1887р.): відносне зниження тиску насиченої пари над розчином прямопропорційне мольній частці розчиненої речовини.

Другий закон Рауля: підвищення температури кипіння, або зниження температури замерзання розчину прямопропорційне молярній концентрації розчиненої речовини. Коефіцієнти пропорційності називають відповідно ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі. Значення коефіцієнтів залежать лише від природи розчинника.

Застосування

На основі закону Рауля можна визначати молекулярну масу речовин (неелектролітів). Розчини електролітів не підлягають закону Рауля внаслідок електролітичної дисоціації (через збільшення кількості часточок у розчині).

Визначення молекулярноъ маси

Кріоскопія - метод физико-хімічного дослідження, заснований на вимірі пониження температури замерзання розчину в порівнянні з температурою замерзання чистого розчинника. Згідно Рауля законам, для нескінченно розбавленого розчину (за відсутності електролітичній дисоціації ) існує залежність D t до = E до ×n, де D t до — пониження температури замерзання розчину °С; n — концентрація розчину. Коефіцієнт E до називається кріоскопічною постійною розчинника. Значення E до для різних рідин різно: наприклад, для води воно складає 1,86, для бензолу 5,07, для оцетової кислоти 3,90, для діоксану 4,63, для фенолу 7,27. Знаючи E до , можна обчислити молекулярну масу М-коду речовини по формулі М=Р 1 ×Е до · 1000 /Р 2 D t до , де P 1 і P 2 — відповідно маса розчиненої речовини і розчинника в р. Різниця температур D t до вимірюють зазвичай метастатичним термометром або за допомогою термопари. Методом До. можуть бути визначені значення E до для речовин з відомою молекулярною масою, а також концентрація речовини в розчині.

Ебуліоськопія- метод физико-хімічного дослідження, заснований на вимірі підвищення температури кипіння розчину в порівнянні з температурою кипіння чистого розчинника. Згідно Рауля законам, для нескінченно розбавленого розчину нелеткої речовини і за відсутності електролітичній дисоціації це підвищення D t кіп пропорційно моляльній концентрації т розчину: D t кіп = Е е . m , де Е е — коефф.(коефіцієнт) пропорційності (ебуліоськопічеськая постійна), характерний для кожного розчинника і не залежний від природи розчиненої речовини. Так, Е е для води рівний 0,526, для бензолу 2,57, для діоксану 3,27, для камфори 6,02, для диброметану 6,43 (всі величини виражені в °С). Е. поряд з кріоскопією використовується для визначення молекулярної маси розчиненої речовини, актівностей розчинника і розчиненої речовини або міри дисоціації слабкого електроліту. Молекулярну масу М-коду розчиненої речовини обчислюють по рівнянню:

де P 1 і P 2 — відповідно маси розчиненої речовини і розчинника, виражені в р. Різницю температур D t кіп вимірюють за допомогою метастатичного термометра або чутливою термопари .

Антифриз - водний розчин деяких речовин (етиленгліколю, гліцерину, неорганічних солей), що не замерзає при низьких температурах; застосовують в системах охолодження автомобілів при температурах навколишнього повітря від −75° до 0 °C. Застосовується як добавка до палив машин і механізмів в кліматичних зонах з низькими температурами.

Правило Вант-Гоффа — емпіричне правило, яке дозволяє в першому наближенні оцінити вплив температури на швидкість протікання хімічної реакції в невеликому температурному інтервалі (зазвичай від 0 °C до 100 °C). Я. Г. Вант-Гофф на основі багатьох експериментів сформулював наступне правило:

При збільшенні температури на кожні 10 градусів константа швидкості гомогенної елементарної реакції збільшується в два-чотири рази.

 

Правило описується наступним рівнянням:

де v2 - швидкість реакції при температурі T2, v1 — швидкість реакції при температурі T1, yтемпературний коефіцієнт швидкості реакції (якщо він, наприклад, дорівнює 2, то швидкість реакції буде збільшуватись в 2 рази при збільшенні температури на 10 градусів).

Правило Вант-Гоффа має обмежену область застосування. Багато реакцій йому не підкоряються, наприклад реакції, що відбуваються при високих температурах, дуже швидкі та дуже повільні реакції. Правилу Вант-Гоффа також не підкоряються реакції, в яких беруть участь великі молекули, наприклад білки в біологічних системах. Температурну залежність швидкості реакції більш коректно описує рівняння Арреніуса.

З рівняння Вант-Гоффа температурний коефіцієнт вираховується за формулою:

Електролітична дисоціація — явище розпаду нейтральних молекул на іони, що відбувається в електролітах. Наприклад, молекула солі NaCl розпадається при розчиненні на іони Na+ та Cl-.

[ред.]Фізична природа

 

Полярні розчинники ослаблюють електростатичну взаємодію між зарядженими складовими молекули, зв'язок між якими має іонний характер. Ослаблення взаємодії з макроскопічної точки зору зумовлене великою діелектричною проникністю розчинника. Наприклад, для води діелектрична проникність дорівнює 81, тому вода такий гарний розчинник. З мікроскопічної точки зору, молекули полярного розчинника — диполі, що орієнтуються поряд із молекулою розчиненої речовини таким чином, щоб кулонівська сила їхнього притягання протидіяла кулонівським силам іонного зв'язку. Як наслідок, молекула розчиненої речовини розпадається на іони, які можуть існувати в електроліті завдяки екрануванню створеного ними електростатичного поля.

Сильны і слабкі електроліти

Електроліти класифікують на сильні й слабкі за ступенем їхньої дисоціації. Якщо α = 1 (або 100 %), то електроліт повністю розпадається на йони. Такі електроліти називають сильними. До таких електролітів належать луги, майже всі солі та значна кількість кислот.

Електроліти, які дисоціюють частково, вважають слабкими. Ступінь їх дисоціації менше 1 %. До слабких електролітів відносяться деякі неорганічні кислоти (Н2СО3, Н2S, Н2SО3, НNО2), майже всі органічні кислоти та значна кількість основ, крім лугів.

Ступінь електролітичної дисоціації залежить: від природи розчинника, природи розчинюваної речовини, температури й концентрації розчину.

Реакція іонного обміну в розчинах

Електроліти класифікують на сильні й слабкі за ступенем їхньої дисоціації. Якщо α = 1 (або 100 %), то електроліт повністю розпадається на йони. Такі електроліти називають сильними. До таких електролітів належать луги, майже всі солі та значна кількість кислот.

Електроліти, які дисоціюють частково, вважають слабкими. Ступінь їх дисоціації менше 1 %. До слабких електролітів відносяться деякі неорганічні кислоти (Н2СО3, Н2S, Н2SО3, НNО2), майже всі органічні кислоти та значна кількість основ, крім лугів.

Ступінь електролітичної дисоціації залежить: від природи розчинника, природи розчинюваної речовини, температури й концентрації розчину.


Дата добавления: 2018-02-18; просмотров: 272; ЗАКАЗАТЬ РАБОТУ