Конспект лекций по дисциплине «Химия» для студентов 1 курса

Специальности 080502 « Экономика и управление на предприятии (в пищевой промышленнсти)»

 

Тема. Растворы и дисперсные системы

Растворы – гомогенные системы переменного состава, находящиеся в состоянии химического равновесия.                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                           

Классификация растворов

1. По наличию или отсутствию электролитической диссоциации молекул растворенных веществ различают два класса растворов: растворы электролитов и растворы неэлектролитов. Отдельным классом следует рассматривать растворы полимеров.
2. В зависимости от природы растворителя рассматривают водные и неводные растворы.
3. В зависимости от концентрации ионов Н⁺ и ОН^- различают кислые, щелочные и нейтральные растворы.
4. По агрегатному состоянию различают газовые, жидкие и твердые.

Растворы представляют собой дисперсные системы, в которых частицы одного вещества равномерно распределены в другом. Дисперсные системы  (ДС)– это гетерогенные системы из 2-х или большего числа фаз с сильно развитой поверхностью раздела между ними. Одна из фаз образует непрерывную дисперсионную среду, в объеме которой распределена дисперсная фаза или несколько фаз в виде кристаллов, твердых аморфных частиц, капель или пузырьков. Дисперсность- характеристика размеров частиц вещества. По степени дисперсности различают взвеси, коллоидные растворы и истинные растворы (просто растворы). Частицы взвесей имеют размер > 5·10^-7 микрон. Такие частицы сохраняют все свойства фазы. Примеры взвесей: туман (жидкость распределена в газе), дым (твердое в газе), суспензия (твердое в жидкости), эмульсия (жидкость в жидкости). Взвеси нестабильны во времени.

В истинном растворе вещество диспергировано до атомного, молекулярного уровня. Размеры частиц < 1·10^-9микрон. Примеры: воздух (газообразный раствор, содержащий азот, кислород и т.д.), жидкие вводно-солевые растворы, твердые растворы - сплавы меди с золотом). Для истинных растворов характерна стабильность во времени.

Коллоидные растворы по степени дисперности и свойствам занимают промежуточное положение между взвесями и истинными растворами. В коллоидных растворах частицы диспергированного вещества имеют размеры 1·10^-9 - 5·10^-7 микрон.

Различают лиофильные и лиофобные дисперсные системы с жидкой дисперсионной средой по тому,  насколько близки или различны по своим свойствам дисперсная фаза и дисперсионная среда. В лиофильных  дисперсных системах межфазная граница может быть размыта. Лиофильные дисперсные системы всегда тонкодисперсны, устойчивы, образуются самопроизвольно и при сохранении условий их возникновения могут существовать очень долго. Например: полимер-полимерные смеси. В лиофобных дисперсных системах граница фаз выражена четко. Они неустойчивы. Возможна коагуляция – сближение и объединение частиц в плотные агрегаты.

Образование дисперсных систем

1. Диспергационный путь.

Диспергирование – это тонкое измельчение твердого тела или жидкости, в результате которого образуются дисперсные системы: порошки, суспензии, эмульсии и аэрозоли. Диспергирование жидкости в газовой среде называется распыливанием, в другой жидкости ( не смешивающейся с первой) – эмульгированием.

1. Конденсационный путь образования ДС связан с зарождением новой фазы (или фаз) в перещенной исходной фазе. Например: природные и искусственные аэрозоли (туман – из переохлажденных водяных паров, дымы – из парогазовых смесей, выделяемых при неполном сгорании топлива и др.

Возможно также образование ДС в результате химической реакции в гомогенной среде, если продукт реакции находится в другом агрегатном состоянии, отличном от исходной фазы. Например: аэрозоли с твердыми частицами NH₄CL (образуются при взаимодействии газообразных NH₃ и HCL), аэрозоли с капельно-жидкими частицами H₂SO₄ (при взаимодействии SO₃ и водяного пара) и т.д.

Устойчивость ДС характеризуется постоянством дисперсности ( распределения частиц по размерам) и концентрации дисперсной фазы (числом частиц в единице объема).

Растворимость веществ – способность веществ равномерно распределяться в виде атомов, молекул или ионов по всему объему растворителя. Количественно она выражается максимальным числом граммов вещества, которое растворяется в 100 г воды при данной температуре. Это число называют коэффициентом растворимости или растворимостью и обозначают S. При этом получается насыщенный при данной температуре раствор.

Растворимость газов выражают максимальным объемом газа, который растворяется в 1 дм³ воды при данных t и Р.

 Например: 2,5 дм³, означает, что при 20 °С в 1 дм³ воды растворяется 2,5 дм³ газообразного сероводорода.

По растворимости в Н₂О вещества можно разделить на:

а) хорошо растворимые ( > 1 г), например, NaOH, HNO₃, H₂SO₄, KNO₃, C₂H₅OH;

б) малорастворимые ( = 0,01 – 1,0 г), Ca(OH)₂;

в) практически нерастворимые (  < 0,01 г), это AgCl, BaSO₄, Ag, Au, инертные газы, жиры.

Абсолютно нерастворимых веществ не существует, например, Ag и Au в виде ионов «убивают» в воде болезнетворные микробы.

Растворимость веществ зависит от природы растворенного вещества и растворителя: полярные и ионные соединения, как правило, хорошо растворяются в полярных растворителях, а неполярные – в неполярных.  Например, хлороводород, молекулы которого полярны, хорошо растворяется в воде, но плохо в бензоле. Бензол хорошо растворяется в эфире, но не смешивается с водой.

Растворимость веществ зависит от температуры, как правило, с увеличением ее растворимость жидкостей и твердых веществ увеличивается, а газов – уменьшается. Однако, есть вещества, растворимость которых с увеличением температуры увеличивается незначительно, например, поваренная соль NaCl, или уменьшается – Ca(OH)₂.

Растворимость газов с увеличением давления растет; растворимость твердых и жидких веществ с изменением давления не меняется.

По степени насыщения растворы бывают насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные.

Насыщенный раствор – раствор, который находится в динамическом равновесии с растворенным веществом. Иначе, если количество вещества, переходящего в раствор за единицу времени, равно количеству вещества, которое выделяется за то же время в твердую фазу, то значит, что произошло насыщение раствора.

Ненасыщенный раствор – раствор, который содержит вещества меньше, чем необходимо для его насыщения.

Пересыщенный раствор – раствор, в котором содержится вещества больше, чем в насыщенном. Такие растворы неустойчивы.

Концентрацией раствора называют отношение количества или массы вещества, содержащегося в растворе, к  объему или массе раствора.

Концентрацию растворов можно выразить несколькими способами. Наиболее распространены следующие:

Массовая доля растворенного вещества это отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

Массовую долю вещества в растворе можно вычислить по формуле:

 

,

 

где    m(в) – масса растворенного вещества, г;

  m(р) –масса раствора, г.

 

m(р) = m(вещества) + m(растворителя).

 

Массовую долю растворенного вещества (w(в)) выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворенного вещества – поваренной соли в воде равна 0,05 или
5 %. Это значит, что в растворе массой 100 г содержится NaCl массой 5 г и вода массой 95 г.

Если дан объем раствора V, см³, его плотность r, г/см³, то

 

,

 

где m(раствора) = V×r.

При определении w вещества в растворе, полученном при смешении нескольких растворов одного и того же вещества  с разными значениями w, можно использовать формулу:

 

w₁×m₁ + w₂×m₂ + … = w×(m₁ + m₂ + …),

 

где m₁, m₂ – массы смешиваемых растворов.

Мольная доля (N) – отношение числа моль данного вещества к общему числу моль всех веществ, имеющихся в растворе:

 

,

где ν_{1 и} ν₂ – количества растворителя и растворенного вещества, соответственно.

Молярная концентрация (молярность) (с(А)) – отношение количества растворенного вещества (ν(А)) к объему раствора (V):

 

, моль/дм³,

 

где А – растворенное вещество.

Если известна масса растворенного вещества, то молярность рассчитывается  по уравнению

 

,

 

где М – молярная масса вещества, г/моль. Вместо обозначения моль/дм³ допускается обозначение М (например,
0,1 моль/дм³ или 0,1 М – обозначает слово "молярный").

Молярная концентрация эквивалента ,
моль/дм³ – отношение количества вещества эквивалента к объему раствора:

 

 или ,

где  – фактор эквивалентности (z – число эквивалентности).

Молярность и молярная концентрация эквивалента связаны между собой соотношением:

 

,

 

Пользуясь растворами, концентрация которых выражена через количество вещества эквивалента, можно заранее рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка, по формуле:

 

с₁V₁₌с₂V₂ ,

 

где с₁ и с₂ – молярные концентрации эквивалента. Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны молярной концентрации эквивалента.

Моляльная концентрация (с_m) – отношение количества растворенного вещества (моль) к массе (в кг) растворителя:

 

 или .

 

Титр (Т) – отношение массы (в г) растворенного вещества к объему раствора (в см³):

 

.

 

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

 

Электролитическая диссоциация – распад молекул на ионы под действием полярных молекул растворителя, в результате чего ослабляется связь в молекуле или кристалле растворенного вещества и образование ионов с последующей их гидратацией.

Взаимодействие между молекулами растворяемого вещества (АВ) и растворителя (S) (такое взаимодействие называют гидратацией или сольватацией, если раствор неводный) можно представить в виде двух стадий. Первая – это образование гидратированной (сольватированной) молекулы:

 

AB + (n+m)S ↔ AB(n+m)S.                      (1)

 

Вторая стадия – диссоциация гидратированной (сольватированной) молекулы на гидратированные (сольватированные) ионы (стадия электролитической диссоциации).

 

AB(n+m)S ↔A^p+nS + B^q–mS.                     (2)

 

Процесс взаимодействия может остановиться на любой стадии.

Процесс диссоциации является обратимым и равновесным, то есть, одновременно протекают два противоположных процесса: распад молекул на ионы – диссоциация и  объединение ионов в молекулы – ассоциация.

Если взаимодействие останавливается на стадии (1), то такой раствор является раствором неэлектролита. В нем отсутствуют ионы, и такой раствор не проводит электрический ток. Поэтому неэлектролитами называют вещества, которые не распадаются на ионы.

Если взаимодействие протекает до стадии (2), то такой раствор является раствором электролита, т.е. имеет место электролитическая диссоциация. Электролитами называют вещества, которые в растворе распадаются на положительные и отрицательные ионы.

Уравнение электролитической диссоциации можно записать, опустив промежуточные стадии:

 

AB + (n+m)S ↔ A^p+nS + B^q–mS.

 

Коэффициенты n и m в этом уравнении меняются в зависимости от концентрации, температуры и других параметров раствора, поэтому не отражают истинный стехиометрический состав гидратов. В связи с этим уравнения электролитической диссоциации записывают без молекул воды:

 

AB ↔ A^p+ + B^q–.

 

Число, показывающее, какая часть молекул растворенного вещества распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации:

 

,

 

где a – степень диссоциации, %; n – число молекул электролита, распавшихся на ионы; N – общее число молекул электролита.

Сильные электролиты – это электролиты, a которых в водном растворе больше 30 %: сильные кислоты (HI, HCl, H₂SO₄, HNO₃), щелочи (NaOH, KOH, LiOH), все растворимые соли. Сильные электролиты в растворах диссоциируют практически необратимо.

Слабые электролиты – это электролиты, a которых в водном растворе меньше 30 %: практически все органические вещества, слабые кислоты (H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, HF), основания NH₄OH, Al(OH)₃, Cu(OH)₂, вода.

 

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, поэтому к ним может быть применен закон действующих масс и записана константа диссоциации К.

 

A_aB_b ↔ aA^b+ + bB^a–,

 

.

 

К зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температуры. К не зависит от концентрации раствора. Чем меньше К, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы.

Константа диссоциации связана со степенью диссоциации законом Оствальда:

 

K = α²с/(1–α).

 

Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных расчетах можно пользоваться формулой:

 

K = α²с.

 

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Для каждой ступени равновесного состояния существует своя константа диссоциации:

 

I cтупень.     H₃PO₄ H⁺+H₂PO₄^–    ;

II cтупень.   H₂PO₄^-  H⁺+ HPO₄^2– ;

III cтупень. HPO₄^2-   H⁺+ PO₄^3–     .

 

Константы диссоциации веществ по последующей ступени всегда меньше, чем по предыдущей, т.е. K₁>K₂>K₃.

 

 

Произведение растворимости, рН, гидролиз

 

Произведение растворимости

 

Твердые вещества характеризуются различной растворимостью. Существуют хорошо-, мало-, и практически нерастворимые (в воде) вещества. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Любое вещество хотя бы в малой степени, обладает растворимостью.

Пример: рассмотрим между твердым осадком и труднорастворимой соли АgCl и ее ионами в водном растворе:

 

AgCl_(тв)          Ag⁺ + Cl^-

 

константа равновесия:

 

 

 

Так как растворимость мала, то и концентрации ионов этой соли в растворе тоже очень малы. В достаточно разбавленных растворах межионным взаимодействием можно пренебречь. Концентрация твердой фазы [AgCl_(тв)] как величина постоянная исключается. Тогда константа равновесия будет определятся только произведением концентраций ионов Ag⁺ и Cl^- в растворе и называться произведением растворимости:

 

 

 

 

 

В общем случае .

Произведение растворимости характеризует растворимостью вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.

 

Например:         AgCl         ПР=8∙10^-10

                           AgBr  ПР=5,3 10 ^-13                                        

 

                           AgI    ПР=8, 3∙10^-17

 

 

 

в указанном ряду растворимость при 25С⁰ уменьшается.

В литре насыщенного раствора AgCl при 25С⁰ одновременно находятся   ^моль/_л   Ag⁺ и Cl^-.

Зная значения ПР, можно вычислить растворимость мало растворимых электролитов в воде и растворах.

Например:                                             PbI₂ = Pb²⁺ + 2I ^-

ПР(PbI₂)=8∙10^-9 .обозначим растворимость через S(^моль/_л)=ПР(PbI₂)= =S(2S)²=4S³

S=

Условие образования и растворения осадков

 

1) если   , то система находится в равновесии. SHAPE

 

  

 

2) если ПК>ПР, то выпадает осадок. Это достигается прибавлением избытка электролита         содержащего эти же ионы.

 

Например:  > ПР добавляем избыток электролита, избыток электролита, содержащего ионы

 

3) если ПК < ПР, то осадок растворяется. < ПР. Это достигается связыванием одного из ионов какое-либо другое соединение.

 

Можно определить направление течения реакции, если исходные вещества и продукты реакции содержат труднорастворимые вещества.

 

Например:   ↓СаСО₃ + Na₂SO₄ = CaSO₄↓ + Na₂CO₃. Сравним ПР двух труднорастворимых солей ПР_СаСО3 = 4,8∙10^-9, ПР _CaSO4 = 9,1∙10^-6, то есть ПР_СаСО3 < ПР _CaSO4, следовательно, реакция протекает справа налево в сторону вещества  с меньшим содержанием ионов над осадками.

 

 

Ионное произведение воды. Водородный показатель

 

Вода – слабый электролит:

 

Н₂О        Н⁺ + ОН^-

2Н₂О          Н₃О⁺ + ОН^-

 

 Количественно диссоциация воды описывается константой диссоциации:

 

 

 

Так как вода – очень слабый электролит, то концентрация недиссоциированных молекул может быть принята равной общему количеству молей воды в 1л, то есть  Тогда

 

Величина  называется ионным произведением воды.

В воде концентрации гидратированных ионов Н⁺ и ОН ^- равны:

 

 

При добавлении кислоты к воде увеличивается [Н⁺] и уменьшается [ОН^-]. При добавлении к воде щелочи концентрации ионов изменяются в обратном направлении.

Концентрация ионов водорода в растворе может служить мерой кислотности или щелочности среды. В кислых растворах [Н⁺] >10^-7, в щелочных [Н⁺] <10^-7.

Для удобства характеристики кислотности среды используют водородный показатель(рН).

рН – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

рН = -lg[Н⁺].

 

Можно использовать и гидроксильный показатель:

 

рОН = -lg[OH^-]

 

Для нейтральной среды:

 

рН = -lg10^-7 = 7

pOH = - lg10^-7 = 7

 

Для кислых рН<7, для щелочных рН>7. Прологарифмировав полное ионное произведение воды получим:

 

 

lg [Н⁺] + lg [OH^-] = -14

рН + рОН = 14

 

рН имеет большое значение в медицине, пищевой промышленности, с/х, технологических процессах и т. д.

 

Например: в пищевой промышленности: показателем качества молочных продуктов, свежести яиц, мясных бульонов, консервов, соков и т. д. является рН.

 

 

Раствор	рН
Лимонный сок	2,1
Апельсиновый сок	2,8
Яблоко	2,5÷3,7
Вино	3,5
Щавель	3,74
Томатный сок	4,1
Редька	5,3
Черный кофе	5,0
Картофель	5,9
Молоко	6,6÷6,9
Раствор питьевой соды	8,5

 

 

Для точного определения рН используют приборы – рН-метры, в схеме которого используются стеклянные электроды, потенциал которых меняется в зависимости от концентрации ионов Н+ в исследуемом растворе.

Для приблизительного определения рН используют кислотно-основные индикаторы.

Кислотно-основные индикаторы – это вещества, которые изменяют окраску индикатора в зависимости  от  рН раствора.

Широко используются индикаторы, представляющие собой слабые органические кислоты или основания. Ионная и молекулярная формы, которых сообщают раствору различную окраску.

Например: индикатор метиловый оранжевый является слабой кислотой, в его растворе устанавливается равновесие между HInd-молекулами и Ind-ионами

 

красный      желтый

При добавлении кислоты равновесие смещается в соответствии с принципом Ле-Шателье влево. Окраска становится красной. При добавлении щелочи ионы Н+ связываются в воду и равновесие смещается вправо – окраска становится желтой.

Существуют также различные виды индикаторной бумаги, в том числе универсальная индикаторная бумага, пропитанная смесью различных индикаторов, позволяющая определить рН в большом интервале от 1 до10.

 

Гидролиз

 

Диссоциация воды, несмотря на ее малую величину, оказывает существенное влияние на свойства растворов электролитов. Например, явление гидролиза в растворах солей.

Гидролиз соли – это взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабой кислоты или слабого основания.

Различают три типа гидролиза:

 

1)       гидролиз по аниону (необходимым условием гидролиза соли является образование, по крайней мере, одного слабого основания или кислоты, поэтому гидролизу подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием)

 

2)       гидролиз по катиону (соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой)

 

3)       гидролиз по аниону и катиону одновременно (соли образованные слабым основанием и слабой кислотой)

 

Соли образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются.

Внешним проявлением гидролиза является изменение рН среды.

 

 

цианид

1) а)

         SHAPE

 

       б) если кислота многоосновная, то гидролиз протекает ступенчато:

           I ст.

 

 

           II ст.

 

 

Количество ступеней зависит от основности слабой кислоты, образующей данную соль, однако чаще всего гидролиз идет в основном только по первой ступени, так как накопление в растворе ОН ^- - ионов препятствует образованию свободной Н₂S.

 

2) а)

 

       б)  если основание многокислотное

 

        I ст.

 

 

        II ст.

 

 

До конца гидролиз не протекает, так как накапливающиеся в растворе ионы Н⁺ препятствуют образованию Al(OH)₃.

 

3) а)

 

Для того, чтобы определить среду раствора, надо сравнить К_дисс полученных кислоты и основания. В данном случае  К_дисс NH₄OH и CH₃COOH равны 2∙10-5, следовательно, среда нейтральная.

 

       б) если соль образованная многоосновной слабой кислотой и многокислотным слабым основанием, являющимся малорастворимым или неустойчивым разлагается с образованием осадка и газа

 

 

 

Совместный гидролиз солей.

По этой причине необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакций обмена в водном растворе:

 

 

 

 

Константа и степень гидролиза

 

Реакции гидролиза характеризуются двумя величинами – константой и степенью гидролиза.

Реакция гидролиза подчиняется закону действующих масс и характеризуется константой равновесия. Например для гидролиза по аниону:

 

 

 

Концентрация недиссоциированных молекул воды постоянна, тогда  - есть величина постоянная, и называется константой гидролиза. Если числитель и знаменатель дроби умножить на одну и туже величину [H⁺]

 

 

 

то в числителе можно выделить ионное произведение воды:

 

 

 

Отношение оставшихся концентраций равно величине, обратной константе диссоциации слабой кислоты HCN:

 

 

 

Тогда . В общем случае .

 

Для солей образованных слабыми основаниями и сильными кислотами:

Для гидролиза по катиону:

 

 

Для солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами:

Для гидролиза по катиону и аниону:

 

 

 

Если реакция гидролиза идет в несколько ступеней, то каждая из ступеней характеризуется своей константой гидролиза. Так, например, константы гидролиза двухзарядного аниона следующие:

Степень гидролиза h – это отношение концентрации соли подвергшейся гидролизу к общей концентрации соли в растворе.

 

 

 

 

 

Между К_г и h существует такая же связь, которая дается уравнением Оствальда.

 

 

 

Для соли образованной слабой кислотой и сильным основанием:

 

 

 

Для соли образованной слабым основанием и сильной кислотой:

 

 

 

Для соли образованной слабым основанием и слабой кислотой:

 

 

 

Факторы влияющие на гидролиз

 

1. Концентрация соли

 

С разбавлением раствора соли величина h увеличивается:

 

 

 

Для гидролиза, протекающего по катиону и аниону концентрация раствора соли практически не влияет на h. В соответствии с принципом Ле-Шателье гидролиз по катиону (аниону) усиливается (h увеличивается) при добавлении к раствору основания кислоты.

1. Температура

С увеличением температуры увеличивается движение молекул и ионов, возрастает скорость гидролиза, а также увеличивается ионное произведение воды К_ω. Гидролиз процесс эндотермический, поэтому при повышении температуры К_Г.

 

3. Сила кислот и оснований

Чем слабее кислота или основание, тем в большей степени гидролизуется соль, её К_Г больше

 

NaCH3COO	Кдис(NaCH3COO)=2∙10-5
NaCN	Кдис(NaCN)=8∙10-8

 

В больше степени будет гидролизоваться  NaCN.

MgCl₂

СuCl₂ – гидролизуется в большей степени, так как  Cu(OH)₂ более слабое основание чем Mg(OH)₂           

    Если же соли образованны метолом в разной степени окисления, то гидролизуется больше та, где степень окисления выше.

FeCl₂

FeCl₃ –  подвергается сильнее гидролизу

 

Тема. ПОЛИМЕРЫ И ОЛИГОМЕРЫ

 

По данной теме студенты готовят реферат (строение,

 получение, физические и химические свойства, применение полимеров и олигомеров). Список тем рефератов:

1. Полиэтилен в… Продолжение »