Главная Учебники - Разные Лекции (разные) - часть 23
|
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«
ПЕТЕРБУРГСКИЙ
ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ
МИНИСТЕРСТВА ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ» Кафедра «Инженерная химия и естествознание» Х И М И Я Методические указания к выполнению контрольных работ
для студентов заочной формы обучения
специальностей
ПТМ, ПТЭ, МТ, СЖД, ПГС, ВиВ, УПП, ЭУС, ЭУТ
Часть
2
САНКТ-ПЕТЕРБУРГ
2006
Раствором называется термодинамически устойчивая гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Компонентом называется химически однородная часть системы, способная существовать вне ее. В дальнейшем все рассмотрения будут касаться двух компонентных растворов, состоящих из растворителя и растворенного вещества. Тот компонент, который сохраняет свое агрегатное состояние, принимается за растворитель. Если оба компонента сохраняют свое агрегатное состояние, то за растворитель принимается тот компонент, которого больше. Согласно Д.И. Менделееву, образование раствора протекает в три стадии: 1. Дробление растворяемого вещества до отдельных молекул. Эта стадия требует энергетических затрат и ее тепловой эффект (ΔH1
) положителен. 2. Сольватация. Процесс взаимодействия молекул растворяемого вещества с молекулами растворителя. Если растворитель вода, то этот процесс называется гидратация. На этой стадии энергия выделяется и ее тепловой эффект (ΔH2
) отрицателен. 3. Диффузия сольватированных (гидратированных) молекул растворяемого вещества в толщу растворителя. На этой стадии тепловой эффект отсутствует. Таким образом, тепловой эффект растворения складывается из двух величин (ΔH1
и ΔH2
) и может быть как положительным, так и отрицательным в зависимости от соотношения первых двух стадий растворения т.е.: ΔHраств
= ΔH1
+ ΔH2
1.1 Растворимость Мерой растворимости вещества служит величина, называемая растворимость и обозначаемая Р.
Ее определяют следующим образом: растворимость (Р) есть число грамм вещества способного раствориться в 100 граммах растворителя. Растворимость меняется с изменением температуры. Если ΔHраств
>0, то с повышением температуры растворимость растет. Если ΔHраств
<0, то с повышением температуры растворимость уменьшается. С точки зрения растворимости все растворы делятся: 1. разбавленные
, когда растворенного вещества в растворе меньше чем его растворимость; 2. насыщенные
, когда количество растворенного вещества совпадает с его растворимостью; 3. пересыщенные
, когда растворенного вещества в растворе больше чем его растворимость. Как известно, все вещества растворяются по-разному: 1. Вещество считается хорошо растворимым
или просто растворимым, если его растворимость больше или равна 1 ( 2. Вещество считается малорастворимым
, если 3. Вещество считается трудно растворимым
, если 4. Вещество считается нерастворимым
, если. Способы выражения концентрации.
Однако, выше приведенные классификации растворов не дают количественной меры содержания вещества в растворах, особенно в разбавленных. Поэтому вводят понятие концентрации раствора. Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащегося в определенном объеме или массе раствора или растворителя. Наиболее употребительными являются следующие способы выражения концентрации растворов:
1. Массовая доля
. Она показывает отношение массы растворенного
вещества к
массе раствора
. Если массовая доля выражена в процентах, то на практике ее называют процентной концентрацией
. Она показывает, сколько грамм растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора
и обозначается - %
2. Моляльная или моляльность
. Она показывает, сколько молей растворенного вещества приходится на килограмм растворителя.
Чаще всего ее обозначают m
и она имеет размерность М/кг
или М/1000г
. 3. Молярная или молярность
. Она показывает, сколько молей растворенного вещества содержится в 1-ом литре раствора.
Ее обозначают М
и она имеет размерность М/л
. 4. Нормальная или нормальность
. Она показывает, сколько моль эквивалентов растворенного вещества содержится в литре раствора.
Ее обозначают Н
и она имеет размерность Моль Эквивалент/л
(МЭ/л).
5. Мольная доля.
Она показывает долю молекул данного сорта от общего количества молекул раствора.
Ее обозначают xi
. Индекс 1 всегда относится к растворителю. Сумма всех мольных долей раствора равна 1, т.е.: Однако, часто вместо xi
для обозначения мольной доли используется Ni
. В случаях, когда способ выражения концентрации явно не указан, то исполь-зуется моляльность.
Закон эквивалентов для растворов
имеет вид: V1
*C1
=V2
*C2
1.3 Где: V1
,V2
-объемы 1-го и 2-го растворов, соответственно, С1
,С2
-нормальные концентрации 1-го и 2-го раствора, соответственно. Пример 1
. Сколько миллилитров 0,3Н раствора NaCl надо прибавить к 150 мл 0,16Н раствора AgNO3
, чтобы осадить все находящееся в растворе серебро в виде AgCl? РЕШЕНИЕ
. Обозначим неизвестный объем раствора NaCl через x и составим пропорцию: x * C1
= V2
* C2
; X * 0,3 = 150 * 0,16; X = 150 * 0,16/0,3 = 80 мл Пример 2
. Какова молярность 6Н раствора Al2
(SO4
)3
? РЕШЕНИЕ.
6Н концентрация означает, что в 1000 мл раствора содержится 6 моль эквивалентов Al2
(SO4
)3
. Моль эквивалентная масса Al2
(SO4
)3
= (мольная масса)/(3*2), т.е. один моль эквивалент Al2
(SO4
)3
в шесть раз меньше его мольной массы. Следовательно, если в 1000 мл раствора содержится 6 моль эквивалентов Al2
(SO4
)3,
то это соответствует 1 М концентрации ( 1 молю в 1000мл раствора). Пример 3
. Сколько миллилитров H2
SO4
с концентрацией 14,35%,имеющей плотность d = 1,14 мл, потребуется для приготовления 250 мл 0.1Н раствора? РЕШЕНИЕ
. 0,1Н концентрация означает, что в 1000 мл раствора содержится 0,1 моль эквивалент H2
SO4
, а в 250 мл – 0,025 моль эквивалента: 1000 мл – 0,1 Э 250мл - x x = 250 * 0,1/1000 = 0,025, т.к моль эквивалентная масса H2
SO4
98:2 = 49 г/моль, масса H2
SO4
будет 49 * 0,025 = 1,225 г. 14,35%-ная концентрация означает, что в 100 граммах раствора содержится 14,35 г H2
SO4
: 100 г – 14,35 г H2
SO4
x г – 1,225 г x = 1,225 * 100/14,35 = 8,54 г. Плотность раствора d = 1,1 г/мл, следовательно, 8,54 г соответствуют 8,54/1,1 = 7,76 мл. Пример 4.
Сколько граммов Ca(OH)2
надо взять для приготовления300 г 25%-го раствора? РЕШЕНИЕ.
Необходимо приготовить 25%-ный раствор, т.е. по определению процентной концентрации, в 100 г раствора должно содержаться 25 г Ca(OH)2
. Тогда в 300 г раствора должно содержаться (300 * 25) / 100 = 75 г Ca(OH)2
и соответственно 225 г воды. Пример 5.
Сколько грамм H2
SO4
потребуется для приготовления 5 л 0,3 М раствора ? РЕШЕНИЕ.
По определению молярной концентрации, в 1 л раствора должно содержаться 0,3 моля H2
SO4
, тогда в 5 л : 0,3 * 5 = 1,5 моля, что составляет 98 * 1,5 = 147 г H2
SO4
, где 98 г/моль – мольная масса H2
SO4
. ОТВЕТ: 147 г H2
SO4
потребуется для приготовления 5 л 0,1М раствора. Пример 6
. Какова мольная доля (x2
) 10% раствора КОН ? РЕШЕНИЕ
. В 100 граммах раствора содержится 90 грамм Н2
О и 10 грамм КОН. Количество молей воды (n1
) = 90/18 =5, количество молей КОН (n2
) = 10/56=0.1786, где 18 и 56 молекулярные массы Н2
О и КОН, соответственно. Число молекул воды в 100 граммах такого раствора =n1
*NA
, число молекул КОН =n2
*NA
, где NA
–число Авогадро. Тогда общее число молекул в 100 граммах такого раствора = (n1
+ n2
)*NA
и, следовательно, Пример 7
. Чему равна моляльность, молярность, нормальность и мольные доли 48% раствора H2
SO4
, плотность которого d=1.38 г/см3
? РЕШЕНИЕ
. Допустим, что имеется 1 литр такого раствора. Тогда его масса = 1000*1.38=1380 г. Масса H2
SO4
(m2
) в этом растворе составляет m2
= 1380*0.48=662.4 г, а масса воды m1
=1380-662.4=717.6 г. определим, какая масса H2
SO4
приходится на 1000 г воды. Для этого решим пропорцию: 662.4 г H2
SO4
приходится на 717.6 г воды X г H2
SO4
приходится на 1000 г воды Откуда X=923.077 г. Разделив это число на молекулярную массу H2
SO4
, мы получим моляльность раствора, т.е.: В дальнейшем, для разбавленных растворов будет использоваться, в основном, молярность, а не моляльность, поскольку для разбавленных растворов эти величины достаточно близки друг к другу. Свойства растворов Все растворы обладают некоторыми свойствами, которые практически зависят только от соотношения числа частиц компонентов раствора и не зависят от природы частиц. Общие свойства раствора – это свойства идеального раствора. Идеальным называется раствор, образованный компонентами, имеющими строго одинаковые размеры частиц и строго одинаковую энергию межмолекулярного взаимодействия. Основными законами, описывающими свойства растворов, являются: закон Генри, законы Рауля (1-й, 2-ой, 3-ий), осмотический закон Вант-Гоффа. Следует отметить, что эти законы выполняются только для разбавленных растворов. Все растворы независимо от агрегатного состояния обладают способностью к диффузии. Диффузией называется свойство вещества равномерно распределяться по всему предоставленному ему объему. Скорость диффузии (скорость выравнивания концентрации по объему) в газах велика, в твердых телах при обычных температурах диффузия длится годы. В растворах диффузия протекает за десятки часов, для небольших порядка литра объемов раствора. Если в сосуд налить концентрированный раствор, а сверху добавить чистый растворитель, то начнется процесс диффузии, как растворителя, так и растворенного вещества до полного выравнивания концентрации по всему объему. Можно создать условия, когда диффузия идет только по растворителю. Для этого разделим раствор и чистый растворитель пленкой, через которую могут проходить только молекулы растворителя. Такие пленки называются полупроницаемыми мембранами. Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану называется осмосом.
При односторонней диффузии растворителя в раствор, объем последнего начинает увеличиваться, что влечет за собой увеличение гидростатического давления, которое препятствует диффузии растворителя. При некотором давлении наступает равновесие: сколько молекул растворителя проникло в раствор, столько же выталкивается из него увеличившимся давлением. Равновесное давление раствора, препятствующее диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану, называется осмотическим давлением
. Осмотический закон Вант-Гоффа.
Вант-Гофф показал, что для разбавленных растворов независимо от природы растворителя и растворенного вещества математическое выражение для осмотического давления имеет вид: Росм
= CRT 1.4 где: Росм
– осмотическое давление, С – молярная концентрация раствора, Т – абсолютная температура, R – универсальная газовая постоянная. При этом, если концентрация имеет размерность М/л, то осмотическое давление получается в КПа. Осмотический закон Вант-Гофф сформулировал так: Осмотическое давление разбавленных идеальных растворов численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещества, если бы при данной температуре оно занимало объем раствора и находилось в газообразном состоянии. Схема осмоса приведена на рис.1.
Рис.1 Схема осмоса через полупроницаемую мембрану. 1 – полупроницаемая мембрана, 2 – растворитель, 3 – раствор. а – начальное состояние системы, б – конечное. Закон Генри
.
Этот закон определяет растворимость летучих веществ (газов) и формулируется: при данной температуре концентрация растворенного газа пропорциональна его парциальному давлению. Математическое выражение этого закона имеет вид: где: СГ
– концентрация газа в растворе, РГ
его парциальное давление, к – константа Генри, зависящая от природы растворителя и газа. Следствия из закона Генри: 1. Объем растворенного газа не зависит от давления. Действительно, пусть в каком-то объеме растворителя (Vр-тель
) при температуре Т и давлении Р растворилось n молей газа. Объем растворившегося газа VГ
равен 2. при растворении смеси газов растворимость каждого из них пропорциональна его парциальному давлению в газовой фазе. Эти следствия справедливы лишь для разбавленных растворов, а также, если газ или смесь газов находятся при сравнительно низком давлении и подчиняется законам идеального газа. 1-й закон Рауля.
Общим для всех жидких растворов свойством является понижение давления насыщенного пара компонентов по сравнению с соответствующими характеристиками чистых веществ. Количественно связь между концентрацией летучего вещества в идеальном растворе и давлением его пара над раствором выражается законом Рауля: При постоянной температуре давление насыщенного пара компонента идеального раствора пропорционально его мольной доле в растворе. Математическое выражение этого закона имеет вид: где: Pi
– парциальное давление летучего компонента над раствором, В случае, когда растворяется нелетучее вещество, то математическое выражение закона Рауля можно представить в виде: где: Р0
и Р – давление пара растворителя над чистым растворителем и раствором, соответственно; 2-ой и 3-ий законы Рауля
Понижение давления пара растворителя над раствором приводит к изменениям температур кипения и кристаллизации растворов. Отметим, что любая жидкость кипит тогда и только тогда, когда давление ее паров равняется внешнему. Любая жидкость кристаллизуется тогда и только тогда, когда давление ее паров равно давлению над твердой фазой. Рассмотрим эти изменения на примере системы, состоящей из нелетучего растворенного вещества и растворителя, в которой не происходит образования твердых растворов при кристаллизации. Например, раствор сахара или NaCl в воде. Вид диаграммы состояния такого рода систем в координатах Р, Т приведен на рис.2. на этой диаграмме различия между линиями 2 и 4, 3 и 5 утрированно велики. Вблизи тройной точки (А на рис.2) диаграмма состояния любой системы, приведенная на рис.2, представляется тремя пересекающимися линиями: 1 – линия равновесия твердое – газ, 2 – линия равновесия жидкость – газ, 3 – линия
Рис.2 Р-Т диаграммы для растворителя и раствора. равновесия жидкость – твердое. На этом же рисунке приведены линии соответствующих равновесий для раствора: 4 – линия равновесия жидкость – газ, 5 – линия равновесия жидкость – твердое. Поскольку в системе отсутствуют твердые растворы, то линия равновесия твердое – газ для раствор совпадает с таковой для чистого растворителя. Так как Линия 4 пересекает линию 1 при такой температуре, которая обязательно лежит ниже тройной точки А, следовательно, температура кристаллизации растворителя из раствора (линия 5) всегда ниже, чем для чистого растворителя. При повышении температуры давление пара растворителя над раствором растет и, когда оно достигнет внешнего давления, раствор кипит. Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем для чистого растворителя, то равенство давлений пара и внешнего будет достигнуто при более высокой, чем для чистого растворителя, температуре. Следовательно, температура кипения раствора всегда выше, чем для чистого растворителя. 2-й закон Рауля рассматривает из изменения температуры кипения раствора относительно чистого растворителя, математическое выражение его имеет вид: где: 3-й закон Рауля рассматривает изменения температуры кристаллизации раствора относительно чистого растворителя, математическое выражение его имеет вид: где 2-й и 3-й законы Рауля можно сформулировать совместно: Повышение (понижение) температуры кипения (кристаллизации) раствора относительно чистого растворителя пропорциональны его моляльной концентрации. Следствия из 2-го и 3-го законов Рауля: 1. раствор любого твердого (нелетучего) вещества, в отличие от чистого растворителя, не имеет постоянной температуры кипения. Действительно, при кипении такого раствора испаряется растворитель, что влечет за собой увеличение концентрации раствора. Последнее приводит к увеличению температуры кипения. 2. раствор любого твердого (нелетучего) вещества, в отличие от чистого растворителя, не имеет постоянной температуры кристаллизации, поскольку в первую очередь кристаллизуется растворитель, что приводит к росту концентрации и, как следствие, к понижению температуры кристаллизации раствора. Пример 8
. При какой температуре начнет кипеть и замерзать раствор неэлектролита, содержащий 0,3 моля вещества в 100 г воды? К = 1,86, Е = 0,52. РЕШЕНИЕ
. С начала определим моляльную концентрацию раствора. Она равна (см. определение моляльности) 0,3/0,1 = 3 m. Далее вычислим изменения температур кипения и замерзания раствора по формулам 1.8 и 1.9: и, наконец, определим температуры кипения и замерзания раствора по шкале Цельсия, для этого воспользуемся теми же формулами 1.8 и 1.9: Пример 9.
Чему равно осмотическое давление раствора неэлектролита, содержащего 0,1 М в 100 мл воды при 20˚С ? РЕШЕНИЕ.
Сначала определим молярную концентрацию раствора Она, очевидно, равна 1 М. Затем определим температуру в абсолютной шкале Кельвина, она равна 20+273 = 293˚К. после этого по формуле 1.4 вычислим осмотическое давление: Росм
= CRT =1*8,3143*293 = 2436,0899 ≈2436 КПа. Растворы электролитов.
При изучении законов Рауля и Вант-Гоффа скоро выяснилось, что многие вещества дают отклонения от этих законов, причем всегда в положительную сторону. Вант-Гофф даже ввел поправочный коэффициент i, который он назвал изотонический. К тому же растворы таких веществ проводят электрический ток. Поэтому такие растворы назвали растворами электролитов. Электролит – вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток. Таким образом, для растворов электролитов законы имеют вид: Росм
= iCRT 1.10 где: Росм
– осмотическое давление, i – изотонический коэффициент, С – молярная концентрация раствора, Т – абсолютная температура, R – универсальная газовая постоянная. где: где Чтобы объяснить эти факты, Сванте Аррениус предположил, что электролиты в растворе под действием растворителя распадаются на ионы. Этот процесс он назвал электролитической диссоциацией, т.е. Ap
Bq
→pA+
+ qB-
. Однако, такой подход приводит к тому, что изотонический коэффициент должен быть целочисленным, что противоречит опытным данным. Тогда он предположил, что наряду с процессом электролитической диссоциации идет обратный процесс, названный им процессом электролитической ассоциации, т.е. pA+
+ qB-
→Ap
Bq
. Так как в растворе эти процессы протекают одновременно, то устанавливается равновесие: В качестве характеристики этого равновесия Аррениус ввел степень электролитической диссоциации α, которую определил так: Связь между α и i имеет для электролита Ap
Bq
вид: где: α – степень электролитической диссоциации, i –изотонический коэффициент, n – число ионов, на которые распадается электролит (для электролита Ap
Bq
n=p+q). Таким образом, по величине осмотического давления или по температурам кипения и замерзания раствора электролита можно определить его степень диссоциации, сравнив экспериментальные величины с рассчитанными по формулам для идеальных растворов неэлектролитов. Однако, определенную таким образом степень диссоциации называют кажущейся степенью диссоциации
. Причины этого будут рассмотрены ниже. Пример 10.
Раствор, содержащий 0,85 г ZnCl2
в 125 г воды, замерзает при –0,23о
C. Определить кажущуюся степень диссоциации, если Kкр
=1,86. РЕШЕНИЕ.
Находим моляльную концентрацию m соли в растворе. Поскольку мольная масса ZnCl2
= 65 + 35,2 = 136 г/моль, то m = (0,85 * 1000):(136 * 125) = 0,05 моль/кг; определим понижение температуры замерзания: Dtзам
= Kкр
* m = 1,86 * 0,05 = 0,093о
C; сравним найденное Dtзам
с экспериментальным: i = Dtзам
.эксп
.
/Dtзам
= 0,23/0,093 = 2.47. Теперь находим кажущуюся степень диссоциации: a = (i – 1)(n – 1), для ZnCl2
(Zn2+
+ 2Cl-
) n = 3, a = (2,47 – 1)(3 – 1) = 0,735. Дальнейшее развитие теория растворов электролитов получила после появления фундаментальных работ по сольватации, согласно которым процесс электролитической диссоциации протекает с образованием сольватированных (гидратированных) ионов. Например, процесс диссоциации HNO3
в воде будет протекать следующим образом: HNO3
+ (n+m)H2
O - H+
·nH2
O + NO3
-
·mH2
O. Однако, в дальнейшем, для упрощения записей вода будет опущена. Электролитическая диссоциация зависит от растворителя: одно и тоже вещество в одном растворителе диссоциирует хорошо, а в другом - плохо. Например, NaI в воде диссоциирует нацело, а в ацетоне – очень плохо. Поэтому, в дальнейшем, рассматривать будем только водные растворы электролитов. Все водные растворы электролитов по степени диссоциации можно разбить на три группы: 1. Сильные электролиты, степень диссоциации которых α>0,3 (α>30%). К ним относятся все растворимые соли, кроме солей Hg, все щелочи, и ряд кислот, например: H2
SO4
, HNO3
, HCl, HBr, HI, HClO3
, HClO4
, HMnO4
, H2
CrO4
, H2
Cr2
O7
. Отметим, что, несмотря на то, что AgOH не существует, он бы был сильным электролитом. 2. электролиты средней силы, степень диссоциации которых 0,03<α≤0,3 (3%<α≤30%). К ним можно отнести H2
SO3
, H3
PO4
, HF. 3. слабые электролиты, степень диссоциации которых α≤0,03 (α≤3%). К ним относятся все нерастворимые основания, все органические электролиты, например уксусная кислота (СН3
СООН), NH4
OH, H2
CO3
, HClO, HCN, H2
S, H2
SiO3
, HNO2
, H2
O. Закон разбавления Оствальда.
Диссоциация сильных электролитов в водных растворах протекает нацело. Остальные электролиты диссоциируют обратимо и, следовательно, к их процессу диссоциации может быть применен закон действия масс. Так, например, для процесса диссоциации уксусной кислоты CH3
COOH - CH3
COO-
+ H+
константа равновесия, которую для процессов диссоциации называют константой диссоциации КД
, будет равна: Константа диссоциации зависит от природы растворителя и электролита, а также от температуры, и не зависит от концентрации раствора. Поскольку степень диссоциации электролита зависит от его концентрации, выясним эту зависимость. Для этого рассмотрим процесс диссоциации уксусной кислоты. Допустим, имеется раствор уксусной кислоты, концентрация которого равна С, а степень электролитической диссоциации – α. Тогда число продиссоциированных молекул уксусной кислоты будет равно α·С, а концентрации аниона и катиона одинаковы и равны α·С. равновесная концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (1-α)С. Подставив эти величины в выражение для константы диссоциации, получим: Это уравнение известно как закон разбавления Оствальда.
Для слабых электролитов α«1 и (1-α)≈1. Тогда КД
≈α2
С и Следовательно, для любого электролита можно задать такую концентрацию, когда степень электролитической диссоциации будет больше 0,3 (30%). Поэтому электролиты по силе сравнивают при одинаковой концентрации, чаще всего при 0,1Н. Для более сложных электролитов таких, как, например, Н3
РО4
процесс диссоциации протекает по стадиям (ступенчато): 1-ая стадия (ступень) Если 2-ая стадия (ступень) Допустим, что существует соединение 3-ая стадия (ступень) Как правило, для такого рода электролитов отношение значений предыдущей константы диссоциации к последующей ( Сильные электролиты.
Как уже упоминалось выше, сильные электролиты в растворе диссоциируют нацело, что приводит к высокой концентрации ионов в растворе. Поэтому свойства таких растворов будут существенно зависеть от степени взаимодействия входящих в их состав ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворителя. Из-за взаимного притяжения разноименных и отталкивания одноименно заряженных ионов каждый произвольно выбранный ион будет окружен в среднем по времени противоположно заряженными ионами, как в ионных кристаллах. Однако, из-за энергии теплового движения ионов, которая в растворах значительно выше, чем в кристаллах, ионы, взаимодействующие с выбранным центральным ионом, располагаются в виде сферы, которая называется ионная атмосфера. Ионные атмосферы обладают следующими особенностями: 1 - в их состав входят как катионы, так и анионы, с преобладанием ионов противоположных по знаку центральному. 2 - суммарный заряд ионной атмосферы равен заряду центрального иона и противоположен по знаку. 3 - все ионы в растворе равноправны, поэтому каждый из них является центральным и одновременно входит в состав ионной атмосферы другого иона. 4 - за счет теплового движения ионы, входящие в состав ионной атмосферы, постоянно меняются местами с ионами, находящимися за ее пределами, т.е. ионная атмосфера носит статистический характер. С увеличением концентрации электролита радиус ионной атмосферы уменьшается, что приводит к возрастанию вероятности существования ионных пар, так называемых ионных двойников и тройников, отличие которых от молекул заключается в большей длине связи и наличия взаимодействующих с ионной парой молекул растворителя. Одновременно меняется и сольватация. Таким образом, с увеличением концентрации приводит к возрастанию близкодействующих сил химической связи. Поэтому с ростом концентрации увеличивается различие в свойствах растворов электролитов одинаковой концентрации, но разного химического состава и, следовательно, законы идеальных растворов для растворов электролитов оказываются неприменимыми. Чтобы можно было пользоваться законами для идеальных растворов в случае растворов электролитов, Льюис в 1907 г. ввел представление об эффективной концентрации, которую он назвал активностью. Активность (а) связана с концентрацией простым соотношением: a = γC 1.18 где γ – коэффициент активности, С – концентрация. Коэффициент активности учитывает все виды взаимодействия частиц в растворе, приводящие к отклонению его свойств от свойств идеального раствора. Так как коэффициент активности учитывает также степень диссоциации электролита, то их применяют и при описании свойств растворов слабых электролитов. Если в уравнения, отражающие законы Рауля, Вант-Гоффа и др., вставить активность вместо концентрации, то эти уравнения остаются справедливыми и для растворов электролитов любой силы. Коэффициенты активности вычисляют по экспериментальным данным. Для этого измеряют какое-либо из свойств раствора, например температуру кипения, и определяют коэффициент активности как частное от деления экспериментальной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов: где: γ – коэффициент активности, Приведенный метод позволяет определить лишь значения средних коэффициентов активности электролита. В настоящее время не существует методов, позволяющих определять коэффициенты активности отдельных ионов. При необходимости расчета этих величин принимают, что средний коэффициент активности электролита представляет собой среднее геометрическое коэффициентов активности образующих его ионов. Так для электролита An
Bm
Коэффициенты активности зависят от природы растворителя и растворенного вещества, от концентрации раствора и температуры. В таблице 1 приведены экспериментальные средние коэффициенты активности некоторых электролитов. Табл.1. Средние коэффициенты активности электролитов при 298˚К. m
(М/кг) NaCl NaOH KOH HCl H2
SO4
CaCl2
0,001 0,966 0,966 0,966 0,966 0,830 0,840 0,01 0,904 0,900 0,900 0,904 0,544 0,580 0,1 0,778 0,776 0,800 0,796 0,265 0,518 0,5 0,681 0,693 0,730 0,758 0,154 0,448 1,0 0,657 0,679 0,760 0,809 0,132 0,500 2,0 0,668 0,700 0,890 1,010 0,128 0,792 5,0 0,874 1,060 1,670 2,380 0,208 5,89 10,0 - 3,180 6,050 - 0,559 43,0 Как видно из табл.1, коэффициенты активности по мере разбавления раствора стремятся к единице, а с ростом концентрации могут достигать больших величин. В разбавленных растворах при концентрации меньше 0,1 m коэффициенты активности зависят в основном от заряда иона и концентрации и мало зависят от природы электролита. Эта закономерность известна в теории растворов как правило ионной силы. Согласно этому правилу ионы одинаковой зарядности при одной и той же ионной силе имеют одинаковые коэффициенты активности. Ионной силой раствора называется полусумма произведений концентраций всех ионов раствора на квадрат их заряда: где: I – ионная сила, Ci
– концентрация иона, zi
– заряд иона. Правило ионной силы позволяет рассчитать коэффициенты активности отдельных ионов в разбавленных растворах. Коэффициенты активности ионов уменьшаются с увеличением ионной силы раствора и заряда иона (Табл.2). Табл.2. коэффициенты активности ионов в водных растворах при 298˚К. ионы Коэффициенты активности для ионной силы 0,001 0,005 0,01 0,02 0,05 0,1 Однозарядные 0,966 0,927 0,902 0,872 0,826 0,786 Двухзарядные 0,843 0,693 0,605 0,505 0,369 0,278 Трехзарядные 0,798 0,638 0,544 0,439 0,297 0,203 Если вместо концентраций пользоваться активностями ионов, то и константа диссоциации для сильных электролитов имеет смысл. Так, например, для диссоциации серной кислоты: 1-ая стадия 2-ая стадия В дальнейшем коэффициенты активности и , соответственно, активность будут применяться только в самых необходимых случаях, поскольку коэффициенты активности однозарядных ионов в разбавленных растворах не сильно отличаются от единицы. Правила написания ионных уравнений
При составлении уравнений реакций в растворах в ионной форме нужно придерживаться следующих правил: 1. все сильные электролиты пишутся в полностью диссоциированном виде. 2. при наличии в растворе электролитов разной силы, более сильный пишется в полностью диссоциированном виде, более слабый – в молекулярной (недиссоциированной) форме. 3. все мало растворимые и нерастворимые вещества пишутся в молекулярной (недиссоциированной) форме. Условия протекания реакций в растворах до конца
Реакции в растворах идут до конца, если в результате реакции образуется: 1. более слабый электролит; 2. осадок; 3. газообразное вещество; 4. комплексное соединение. Вода. Водородный показатель.
Вода является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды имеет вид: где Обычно этот процесс записывают в предельно краткой форме: где Н+
- ион водорода, ОН-
-ион гидроксила. Константа диссоциации воды при 22˚С равна 1,8*10-16
. Учитывая, что при этой температуре на ионы распадается примерно одна из 108
молекул воды, активности в этом уравнении могут быть заменены на концентрации и из-за незначительности взаимодействия активность нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации воды, которая равна 1000/18=55,5 m. При этих допущениях получим: Отсюда Величину КW
называют ионным произведением воды, и она сохраняет свое значение, как и всякая константа, в любых растворах, содержащих воду. Константа равновесия КW
сильно зависит от температуры. Эта зависимость и концентрации ионов приведены в табл.3. Табл.3. зависимость КW
от температуры. Т˚ К 273 293 295 298 323 353 373 КW
*1014
0,11 0,68 1,0 1,11 5,55 25,1 55,0
0,34 0,78 1,0 1,05 2,44 5,02 7,4 Однако, в случаях растворов электролитов, более строго использовать не концентрации, а активности ионов: В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы водорода (Н+
) являются носителями кислых свойств, а ионы гидроксила (ОН-
) – основных. Поэтому раствор будет нейтральным, когда Характеристикой кислотности (щелочности) среды служит водородный показатель или рН. Водородный показатель или рН есть отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе:
Аналогично можно ввести и гидроксильный показатель или рОН:
Очевидно, что при 295°K, рН+рОН=14. В кислой среде рН<7, а рОН>7; в нейтральной – рН = рОН = 7 и в щелочной - рН>7, а рОН<7. Поскольку KW
зависит от температуры, в дальнейшем все процессы будут рассматриваться при температуре 295-298°K. Пример 11
. рН раствора равен 6. определите соответствующие активности (концентрации) ионов водорода и гидроксила этого раствора. РЕШЕНИЕ
. По формуле 1.27 находим активность (концентрацию) ионов водорода. Она равна 10-6
m. Далее по формуле 1.25 находим активность (концентрацию ионов гидроксила. Она равна 10-14
/10-6
= 10-8
m. Теория кислот и оснований.
Первую теорию кислот и оснований предложил Аррениус на основании теории электролитической диссоциации. По Аррениусу кислотой является водородсодержащий электролит, дающий в водном растворе ион водорода, а основанием – гидроксидсодержащий электролит, дающий в водном растворе ион гидроксила. Электролиты, дающие в зависимости от условий в водных растворах ионы Н+
или ОН-
, были названы амфотерными. Однако, эта теория неприменима к взаимодействиям, не сопровождающимися диссоциацией на ионы. Так, например, аммиак, реагируя с безводной HCl, дает соль NH4
Cl, а в водном растворе проявляет свойства основания, не имея гидроксильной группы. Более общая протонная теория кислот и оснований была предложена Бренстедом и Лоури, применимая как к водным, так и неводным растворам. По этой теории кислота – это вещество, способное отдать протоны (донор протонов), а основание – вещество, способное принять протоны (акцептор протонов). Соотношение между кислотой и основанием можно представить схемой: Основание + протон - кислота Основание и кислоту, связанные данным соотношением, называют сопряженными. Взаимодействие между кислотой и основанием по этой теории имеет вид: Кислота1
+ основание1
- кислота2
+ основание2
1.29 Например, реакцию между аммиаком и фтористым водородом можно представить уравнением: В зависимости от партнера то или иное вещество может выступать как кислотой, так и основанием. Например, вода по отношению к аммиаку является кислотой, а по отношению к HF – основанием: кислота основание кислота основание Произведение растворимости
Как упоминалось выше, растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Рассмотрим равновесие между твердым осадком трудно растворимой соли AgCl и ее ионами в водном растворе: AgClтв
- Ag+
+ Cl-
Константа равновесия имеет вид: Активность твердой фазы величина постоянная и выражение 1.30 преобразуют к виду, называемому произведением растворимости (ПР): ПРAgCl
= В общем случае для трудно растворимого электролита Ap
Bq
произведение растворимости имеет вид: Произведение растворимости, как и растворимость, зависит от температуры. Хотя ПР при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий: 1. присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком. В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения. 2. присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком. В этом случае растворимость, как правило, резко уменьшается. 3. присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами трудно растворимого вещества. В этом случае растворимость, как правило, резко возрастает. Пример 12
. Определите растворимость PbCl2
в его насыщенном растворе и в растворе 0,1 m NaCl. РЕШЕНИЕ.
Обозначим растворимость, выраженную в моляльностях, через x, тогда для насыщенного раствора Гидролиз.
Любую соль можно, в принципе, получить по реакции нейтрализации, взяв соответствующие основание и кислоту. При этом катион соли может быть остатком как сильного, так и слабого электролита. То же самое относится и к аниону соли. Таким образом, соль может быть образована: 1. сильным основанием и сильной кислотой, например NaCl 2. сильным основанием и слабой кислотой, например Na2
CO3
3. слабым основанием и сильной кислотой, например AlCl3
4. слабым основанием и слабой кислотой, например (NH4
)2
CO3
. При растворении солей в воде в последних трех случаях происходит процесс, получивший название гидролиз
соли. Определение этого процесса будет приведено ниже. Рассмотрим процессы, протекающие при растворении соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (Na2
CO3)
. Вначале соль, как сильный электролит, полностью распадется на ионы: Одновременно происходит диссоциация воды: Поскольку угольная кислота слабый электролит, то ее остаток (ион Сумма 1.33 – 1.35 дает уравнение гидролиза соли: или в сокращенной ионной форме: Это 1-ая стадия гидролиза карбоната натрия. По второй стадии, представленной уравнениями: процесс практически не идет, так как накопившийся избыток ионов гидроксила запускает реакцию 1.37 в обратном направлении. Аналогично происходит процесс растворения соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Только в этом случае происходит связывание ионов гидроксила катионом, являющимся остатком слабого основания. Среда в этом случае подкисляется (рН<7). Например, для AlCl3
имеем: Для этой соли возможно протекание гидролиза по второй стадии: И по третьей: Однако гидролиз по второй, а тем более по третьей стадии не протекает из-за протекания реакции 1.41 в обратном направлении при накоплении избытка ионов водорода в растворе. Для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой все происходит немного иначе из-за того, что в растворе присутствуют как остаток слабого основания, так и остаток слабой кислоты. В этом случае происходит одновременной связывание как ионов водорода, так и ионов гидроксила, что приводит к полному нарушению ионного равновесия воды. рН среды близок к 7. например, для (NH4
)2
CO3
имеем: Это пример так называемого полного гидролиза. Полный гидролиз можно осуществить, если к раствору соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, добавить эквивалентное количество раствора соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Например: Теперь приведем определение гидролиза. Гидролиз есть процесс взаимодействия соли и воды, сопровождающийся нарушением ионного равновесия воды.
На практике часто возникает необходимость расчета рН раствора соли после гидролиза, а также степени гидролиза (
h).
Степень гидролиза есть отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу к исходному числу молей соли в растворе.
где N*
- число молекул, подвергшихся гидролизу; N – исходное число молекул соли. Для карбоната натрия (1.37) константа равновесия имеет вид: Учитывая постоянство активности воды, 1.51 преобразуется к виду: Это есть выражение для константы гидролиза карбоната натрия. Если его умножить и разделить на Таким образом, можно утверждать, что константа гидролиза по первой стадии связана с константой диссоциации слабого электролита по последней стадии. Однако, как можно показать, для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, эта взаимосвязь имеет вид: где: KW
–ионное произведение воды, К1
и К2
– константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, соответственно. Связь степени гидролиза и константы гидролиза, как легко показать, имеет вид аналогичный закону разбавления Оствальда: При h«1 КГ
≈ h2
∙C, и h ≈ √КГ
/С. 1.56 Таким образом, при разбавлении раствора гидролиз усиливается. Если надо подавить гидролиз, то нужно или концентрировать раствор, или добавить соответствующий сильный электролит: кислоту для соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, и щелочь для соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. С повышением температуры гидролиз усиливается за счет, в основном, усиления диссоциации воды. Пример 13
. Напишите уравнения реакции гидролиза Cr(NO3
)3
. определите реакцию среды (по значению рН), напишите выражение для константы гидролиза и определите направление смещения равновесия при: разбавлении, добавление в систему ионов водорода, добавление в систему гидроксид-ионов, нагревании. РЕШЕНИЕ.
Соль образована слабым основанием (Cr(OH)3
нерастворим) и сильной кислотой. Следовательно, гидролиз будет происходить по катиону и в ионном и молекулярном виде уравнения имеют вид: Выражение для константы гидролиза имеет вид: Поскольку при гидролизе образуется избыток ионов водорода, то реакция среды будет кислая (рН<7). Равновесие сместится вправо при разбавлении, нагревании и добавлении в систему ионов гидроксила. При добавлении в систему ионов водорода равновесие сместится влево. Пример 14
. Определите значение рН 0,1 m раствора Na2
CO3
. РЕШЕНИЕ.
Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Следовательно, гидролиз будет происходить по аниону, реакция среды будет щелочная (рН>7), и в ионном и молекулярном виде уравнения имеют вид: Определим значение константы гидролиза по выражению 1.53: Далее определим степень гидролиза, воспользовавшись выражениями 1.55 и 1.56: Амфотерность
Амфотерными называются электролиты, дающие при диссоциации в воде в зависимости от условий ионы водорода (Н+
) или гидроксила (ОН-
).
Примерами амфотерных электролитов могут служить как растворимые в воде (аминокислоты), так и нерастворимые (гидраты окислов некоторых элементов). Для аминокислот и некоторых других органических электролитов причиной амфотерности является наличие, по крайней мере, двух различных функциональных групп, одна из которых проявляет кислотные свойства, а другая - основные. Для гидратов окислов причина амфотерности другая. В их составе всегда можно выделить группировку: Э-О-Н, 1.57 где Э – элемент, О - кислород, Н – водород. В зависимости от соотношения энергий связи О-Н и О-Э, могут реализоваться три варианта: 1. энергия связи О –Н прочнее, чем для связи Э – О 2. энергия связи О –Н примерно такая же как и для связи Э –О 3. энергия связи О –Н слабее, чем для связи Э –О В первом случае гидрат окисла является основанием, в третьем – кислотой, а во втором проявляет амфотерные свойства. В начале любого периода всегда реализуется первый вариант, и все гидраты окислов являются типичными основаниями. В конце любого периода реализуется третий вариант, и все гидраты окислов являются типичными кислотами. Где-то ближе к середине периода ( в разных периодах это происходит по разному) реализуется второй вариант. Для второго периода это происходит уже у Ве, в третьем – у Al, в четвертом – у Zn, Ga и Ge, в пятом у In и Sn, в шестом у Pb. Однако существует и другая возможность, реализующаяся у переходных элементов. Для тех из них, которые могут реализовать несколько валентных состояний, в низших валентных состояниях реализуется первый вариант, а в высших, когда валентность элемента 5 и выше, реализуется третий вариант. В средних же валентных состояниях они проявляют амфотерные свойства. В первой вставной декаде амфотерные свойства проявляют Ti и V, в четырех валентном состоянии, Cr, в трех валентном состоянии, Mn, в четырех валентном состоянии. У элементов второй и третьей вставных декадах явного проявления амфотерных свойств не обнаружено. Соответственно этому амфотерные гидроксиды в кислой среде выступают в качестве оснований, а в щелочной – кислот. Однако взаимодействие амфотерного гидроксида со щелочью дает разные продукты в зависимости от того, проводится ли реакция в растворе или путем сплавления (в твердом виде). Формы получающихся продуктов (анионы) приведены в таблице 4 в общем виде. Табл. 4. Формы анионов амфотерных гидроксидов при взаимодействии со щелочами. Валентное Форма существования аниона: состояние элемента в растворе в твердом виде Э(II)
Э(III)
Э(IV)
Пример 15
. Напишите уравнения реакций взаимодействия Al(OH)3
с растворами H2
SO4
и NaOH в молекулярной и ионной форме. РЕШЕНИЕ.
Уравнения взаимодействия с серной кислотой имеют вид: Взаимодействие с NaOH протекает так: Жесткость природных вод
Природная вода всегда в той или иной степени минерализована. В природной воде всегда, в том или ином количестве, присутствуют следующие ионы: Жесткой называется вода, при кипячении которой образуется осадок.
Жесткость
измеряется в миллимольэквивалентах на литр (мМЭ/л
) и обозначается Ж
. Для выше приведенных ионов, величина миллимольэквивалента составляет 23 мг, 39,1 мг, 20,04 мг, 12,15 мг, 35,45 мг, 61,02 мг, 48,03 мг, соответственно. При оценке жесткости воды эти цифры можно округлить до целых, кроме иона хлора, для которого берется 35,5, и, соответственно, имеем 23, 39, 12, для иона хлора смотрите выше, 61, 48. В природных водах жесткость обуславливают , в основном, катионы кальция и магния. Поэтому общая жесткость можно определить по выражению; где: Ж – жесткость природной воды. Эту жесткость называют общей и обозначают ЖО
. Общая жесткость состоит из двух видов: жесткость карбонатная (временная) и жесткость некарбонатная (постоянная). Первую обозначают ЖК
, а вторую – ЖНК
.
Карбонатная жесткость связана с присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, а некарбонатная жесткость обусловлена наличием в воде солей сильных кислот этих катионов. При кипячении жесткой воды гидрокарбонаты разлагаются по схемам: Поэтому карбонатную жесткость и называют временной, а некарбонатную – постоянной, поскольку соли сильных кислот при кипячении не разлагаются. С точки зрения опасности, наличие в воде ионов Mg2+
более опасно из-за их гидролиза, который усиливается при нагревании: Появление в воде избытка ионов водорода может привести к разрушению технологического оборудования. Концентрация гидрокарбонатов в природных водах оказывает влияние на жесткость. С этой точки зрения, природные воды можно разделить на два вида: 1. 2. Для воды 1-го вида вся жесткость будет жесткостью карбонатной (ЖК
), а некарбонатная жесткость (ЖНК
) равна нулю и карбонатная жесткость меньше или равна концентрации ионов гидрокарбоната: ЖО
= ЖК
, ЖНК
= 0, Для воды 2-го вида общая жесткость раскладывается на два компонента: жесткость карбонатная (ЖК
) и жесткость некарбонатная (ЖНК
), карбонатная жесткость равна концентрации ионов гидрокарбоната, а некарбонатная жесткость находится по разности между общей жесткостью и карбонатной: ЖО
= ЖК
+ ЖНК
; ЖК
= Способы устранения жесткости.
Процесс устранения жесткости получил название умягчение воды. для умягчения воды в народном хозяйстве, в основном, используются реагентные методы. Наиболее часто применяющиеся из них следующие: 1. Известковый метод
. Сущность этого метода состоит в переводе катионов кальция и магния в трудно растворимые соединения с использованием извести. При этом протекают следующие реакции: Как видно из написанных выше реакций этот метод устраняет только кальциевую карбонатную жесткость, а магниевую – переводит в кальциевую. Поэтому для устранения магниевой жесткости нужно добавлять избыток извести, чтобы связать образующуюся кальциевую жесткость из магниевой. 2. Содовый метод
. Сущность этого метода состоит в переводе катионов кальция и магния в трудно растворимые соединения с использованием кальцинированной соды. При этом протекают следующие реакции, написанные в ионном виде: В этом методе происходит устранение как карбонатной, так и некарбонатной жесткости, но он более дорогой, чем известковый. Поэтому на практике его применяют редко, а используют содово-известковый метод. 3. Содово-известковый метод.
При его использовании для устранения некарбонатной жесткости в воду добавляется сода, а для устранения карбонатной – известь в избытке, необходимом для устранения магниевой составляющей карбонатной жесткости. Протекающие реакции приведены в методах, описанных выше. 4. Фосфатный метод
. Для умягчения воды в этом методе используют чаще всего тринатрицйфосфат (Na3
PO4
·12Н2
О). Протекающие при этом реакции можно представить следующими ионными уравнениями: Наряду с реагентными методами для умягчения воды применяют и метод ионного обмена. Сущность метода состоит в следующем. Природные, искусственные и синтетические материалы, способные к обмену входящих в их состав ионов на ионы контактирующего с ними раствора, называются ионитами. Иониты, содержащие подвижные катионы, способные к обмену, называются катионитами, а обменивающие анионы – анионитами. Наиболее часто применяются для устранения жесткости воды синтетические иониты. Основу синтетического ионита составляют полимерные углеводородные цепи с пространственной трехмерной структурой, которые содержат ионогенные (активные) группы. Активные группы вводятся в полимер или непосредственно при его получении, или при последующей химической обработке. Для придания полимеру трехмерной структуры кроме основного исходного мономера в реакционную смесь вводят непредельный углеводород, сшивающий линейные макромолекулы полимера мостиками между собой. Катиониты по химической природе представляют собой полимерные кислоты или их соли. Рабочей формой катионита может быть кислотная, когда обменивающимися ионами будут ионы Н+
(Н-катионит), или солевая, например натриевая, когда способными к обмену будут ионы Na+
(Na-катионит). Аниониты являются полимерными основаниями или их солями. Рабочей формой анионита может быть основная, когда способными к обмену ионами анионита будут ионы ОН-
(ОН-анионит), или – солевой, когда обменивающимися ионами будут, например, ионы Cl-
(Cl-анионит). Наиболее важной технологической характеристикой служит рабочая (динамическая) емкость. Она определяется количеством ионов (мЭ/л или Э/м3
), поглощенных определенным объемом набухшего ионита в процессе фильтрования до момента появления этих ионов в растворе, выходящем из фильтра. Na-катионирование. Умягчение воды в этом случае происходит в результате замены в эквивалентном количестве ионов Ca2+
и Mg2+
на ионы Na+
катионита: Н-катионирование. Сущность этого метода состоит в том, что ионы Н+
катионита обмениваются на содержащиеся в растворе ионы Ca2+
и Mg2+
. В обработанной воде появляется эквивалентное количество свободных кислот: Для устранения избыточной кислотности в обработанную воду добавляют гидроксид натрия. РЕШЕНИЕ.
Определяем количество ионов Ca2+
, Mg2+
и HCO3
-
в мг * экв/л, учитывая, что ЭMg
2+
= 24/2 = 12мг, ЭCa
2+
= 40/2 = 20 мг, ЭHCO3
-
= 61/1 = 61 мг; [Mg2+
] = 0,240 г = 240 мг = 240/3 * 12 = 6,7 мэкв/л; [Ca2+
] = 0,60 г = 600 мг = 600/3 * 20 = 10 мэкв/л; [HCO3
-
] = 0,183 г = 183 мг = 183/3 * 61 = 1 мэкв/л; [Ca2+
] + [Mg2+
] = 6,7 + 10 = 16,7 мэкв/л, т.к. [Ca2+
] + [Mg2+
] >[HCO3
-
], то Жо
= [Ca2+
] + [Mg2+
] = 16,7 мэкв/л; Жк
= [HCO3
-
] = 1 мэкв/л; Жнк
= Жо
– Жк
=16,7 – 1 = 15,7 мэкв/л. Пример 17.
На устранение жесткости 3 л воды пошло 0,318 г Na2
CO3.
Вычислить общую жесткость воды. РЕШЕНИЕ.
На 3 литра воды пошло 0,318 г Na2
CO3
, на 1 л – x г Na2
CO3
. x = 0,318/3 = 0,106 мг. Так как эквивалентная масса ЭNa2
CO3
= 106 / 2 = 53 мг, 106 мг/л составят 106 / 53 = 2мэкв/л. Ответ : общая жесткость воды равна 2 мэкв/л ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНОГО ЗАДАНИЯ № 1 Номер варианта Определить нормальность и молярность раствора соли по процентной концентрации(%) и плотности раствора(d). Определить температуру кипения и замерзания водного раствора соли, если дана кажущаяся степень диссоциации a Кэб
= 0,52, Ккр
= 1,86 Написать уравнения реакций гидролиза солей, если они воз-можны. Написать выражение для константы гидролиза и определить реакцию среды (по значению рН), направление смещения равновесия при разбавлении, добавлении в систему ионов водорода, добавлении в систему гидроксид-ионов, нагревании Определить все виды жесткости (общую, карбонатную, некарбонатную), если дано А – объем воды (л), В – количество ионов магния (г), С – количество ионов кальция (г), D – количество ионов HCO3
-
(г) % Соль d, г/см3
1 2 3 4 5 6 7 121 8,7 MgCl2
1,07 Раствора, содержащего 7,1г Na2
SO4
в 100 г воды; a = 0,9 (NH4
)2
SO4
; Zn(NO3
)2
; KCl A = 3, B = 1,2 , C = 0,2 , D = 0,61 122 5 CaCl2
1,06 40% -го раствора Na2
SO4
; a = 0,8 Na2
SO3
; Al(NO3
)3
; K2
SO4
A = 6, B = 0,62 , C = 0,12 , D = 0,366 123 10 Mg(NO3
)2
1,153 Раствора, содержащего 14,2 г Na2
SO4
в 1000 г воды; a = 0,8 NH4
Cl; K2
SO3
; NaNO3
A = 8, B = 0,096 , C = 0,16 , D = 0,976 124 8,7 MgCl2
1,07 Раствора, содержащего 33,2 г BaCl2
в 1000 г воды; a = 0.85 Na2
CO3
, K2
SO4
, Pb(NO3
)2
A = 2, B = 0,048 , C = 0,08 , D = 1,22 125 10,7 Ca(NO3
)2
1,09 Раствора, содержащего 58,5 г NaCl в 1000 г воды; a = 0,8 K2
SO3
; Fe(NO3
)2
;NaCl A = 8, B = 0,96 , C = 0,16 , D = 48,8 126 5,7 Mg(NO3
)2
1,04 30%-го раствора NaCl; a = 0,9 K3
PO4
; FeCl3
; KNO3
A = 4, B = 0,096 , C = 0,12 , D = 0,488 127 15 Mg(NO3
)2
1,108 Раствора, содержащего 87,75 г NaCl в 1000 г воды; a = 0,9 Ni(NO3
)2
; Na2
SO4
; AlCl3
A = 2, B = 0,024 , C = 0,04 , D = 0,244 128 11 MgSO4
1,115 Раствора, содержащего 58,5 г NaCl в 1000 г воды; a = 0,8 AgNO3
; Na2
CO3
;CaCl2
A = 4, B = 0,48 , C = 0,2 , D = 0,61 129 7 MgSO4
1,05 10%-го раствора Na2
SO4
; a = 0,9 NH4
NO3
; K2
SO3
;BaCl2
A = 5, B = 0,06 , C = 0,1 , D = 0,305 1 2 3 4 5 6 7 130 10,5 CaCl2
1,08 Раствора, содержащего 29 г NaCl в 500 г воды; a = 0,8 Na3
PO4
; AlCl3
; NaCl A = 0,5, B = 0,012 , C = 0,04 , D = 0,244 131 5 MgSO4
1,05 Раствора, содержащего 2 моля Na2
SO4
в 500 г воды ; a = 0,9 Na2
SiO3
; KCl; Fe2
(SO4
)3
A = 12, B = 0,12 , C = 0,24 , D = 0,732 132 5 CaCl2
1,05 Раствора, содержащего 14,2 г Na2
SO4
в 500 г воды; a = 0,8 Al2
(SO4
)3
; Na2
SO4
; K2
SiO3
A = 4, B = 1,2 , C = 2 , D = 6,1 133 2 CaCl2
1,03 Раствора, содержащего 1,36 г Na2
SO4
в 1000 г воды; a = 0,9 KNO3
; K3
PO4
; Al(NO3
)3
A = 10, B = 0,6 , C = 0,1 , D =6,1 134 20 MgCl2
1,2 Раствора, содержащего 14,5 г NaCl в 500 г воды; a = 0,8 Pb(NO3
)2
; CH3
COONa; Na2
SO4
A = 20, B = 0,24 , C = 0,2 , D = 0,61 135 10 CaCl2
1,1 20% -го раствора Na2
SO4
; a = 0,85 CH3
COOK; CuSO4
; NaCl A = 2, B = 0,024 , C = 0,04 , D = 0,366 136 30 CaCl2
1,3 30% -го раствора CaCl2
; a = 0.9 ZnCl2
; K2
SO3
; NH4
COOH A = 4, B = 0,096 , C = 0,08 , D = 1,22 137 4 MgSO4
1,06 Раствора, содержащего 1,36 г Na2
SO4
в 500 г воды; a = 0,85 MgCl2
; Na2
CO3
; NH4
Cl A = 1, B = 0,048 , C = 0,08 , D = 1,22 138 6 CaCl2
1,05 Раствора, содержащего 71 г Na2
SO4
в 250 г воды; a = 0,9 NH4
NO3
; K2
SO3
; Cu(NO3
)2
A = 3, B = 0,036 , C = 0,06 , D = 1,83 139 8 MgSO4
1,08 10%- го раствора NaCl; a = 0,8 K2
SiO3
; NH4
Cl; Na2
SO4
A = 2, B = 0,12 , C = 0,08 , D = 0,976 140 6,3 Ca(NO3
)2
1,2 Раствора, содержащего 2 моля NaCl в 500 г воды; a = 0,9 ZnCl2
; K2
CO3
; NaCl A = 5, B = 1,2 , C = 0,4 , D = 1,22 141 2 CaSO4
1,02 Раствора,содержащего58,5 г NaCl в 1000 г воды; a = 0,9 CaCl2
; Na2
SiO3
; Mg(NO3
)2
A = 7, B = 0,42 , C = 0,14 , D = 2,562 142 8 CaCl2
1,05 40%-го раствора Na2
SO4
; a = 0,8 KCN; Fe2
(SO4
)3
; NH4
Cl A = 3, B = 0,48 , C = 0,12 , D = 0,366 143 8 MgCl2
1,05
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||