Тема. Дисперсные системы. Растворы

1 2 3 4 5 6 7

Тема «Дисперсные системы. Растворы»

Вопросы теории.

Понятие о дисперсных системах. Классификация дисперсных систем.
Способы выражения концентраций истинных растворов.
Механизм растворения твёрдого вещества.
Электролитическая диссоциация. Константа и степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
Понятие об ионной силе растворов. Активная концентрация электролита.
Ионное произведение воды. рН растворов.
Гидролиз солей.
Произведение растворимости (ПР) малорастворимых веществ.
Коллоидные растворы.

Лабораторная работа № 5

Тема. Дисперсные системы. Растворы.

Ι. Теоретическая часть.

Ι.1. Понятие о дисперсных системах

Дисперсные системы – это системы, состоящие из двух или более веществ, в которой одно или несколько веществ измельчено (распределено) в основном веществе.

Дисперсная фаза – частицы измельчённого вещества.

Дисперсная среда – вещество, в котором распределены частицы измельчённого вещества.

Пример: водный раствор поваренной соли (дисперсная фаза - поваренная соль, дисперсная среда – вода).

Ι.2. Классификация дисперсных системах

1. Молекулярно – дисперсные системы – это гомогенные системы, где частицы измельчены до размеров молекул и ионов. Это истинные растворы. Прозрачные. (Диаметр частиц дисперсной фазы – 10^-10 – 10^{-8 м).}

Пример: раствор сульфата меди.

2. Тонкодисперсные системы – это микрогетерогенные системы. Коллоидные растворы. Мутные. Для данных систем характерен эффект Тиндаля. (Диаметр частиц дисперсной фазы – 10^-7 – 10^{-6 м).}

Пример: раствор гидроксида алюминия.

3. Грубодисперсные системы – это макрогетерогенные системы. (Диаметр частиц дисперсной фазы – 10^-5 – 10^{-5 м).}

Пример: суспензии, пены, дымы, аэрозоли.

Ι.3. Способы выражения концентрации вещества в растворе.

Молярная концентрация – это количество растворённого вещества в 1 л раствора.

С_{М раствора}=

[С_{М раствора}] = [моль/л].

Молярная концентрация эквивалента (нормальность) – число моль – эквивалентов растворённого вещества в 1 л растворе.

С_н _{раствора}=

[С_н_{раствора}] = [моль/л];

M_{э соли} – молярная масса эквивалента соли (Kt_n ^z ⁺An_m), где n – число катионов в соли, (z+) – заряд катиона.

M_{э соли} =

Моляльная концентрация – число моль растворённого вещества в 1 кг растворителя.

С_{m раствора}=

[С_{m раствора}] = [моль/кг];

m _{растворителя}= (m _{раствора}- m _соли) = (V _{раствора} * ρ _{раствора} - m _соли)

Титр раствора – отношение массы растворённого вещества (г) к объёму (мл) раствора.

Т = m _соли / V _{раствора};

[Т]=[г/мл].

Ι.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Вода – очень слабый амфотерный электролит. Процесс электролитической диссоциации воды можно выразить уравнениями:

Применим к равенству (1) закон действия масс. Получим:

где С – концентрации воды и ионов соответственно, К_дисс – константа диссоциации воды.

Т.к. константа диссоциации для воды является величиной постоянной, то произведение тоже постоянная величина, которая называется ионным произведением воды:

[H⁺]^.[OH^-]=K_w

При температуре 25⁰С K_w=10^-14;

Для простоты расчетов принято обозначать характер среды раствора десятичным логарифмом от концентрации ионов водорода [H⁺], взятым с обратным знаком. Этот обратный логарифм lg[H⁺] называется водородным показателем и обозначается рН:

pH=- lg[H⁺].

Соответственно:

Следовательно, водородный показатель рН принимает значения от 1 до 14: в кислой среде рН < 7; в щелочной среде рН > 7; в нейтральной среде pH=7.

Ι.5. Гидролиз солей

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению рН раствора.

Вода диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^-, находящиеся в равновесии с огромным числом недиссоциированных молекул, которые могут служить источником ионов, если это равновесие будет нарушено. Это нарушение может произойти в результате связывания одного из ионов воды с гидролизующимся веществом и привести к накоплению в растворе другого иона, вследствие чего раствор приобретает кислую или щелочную реакцию.

Типы солей

основание	Кислота
сильная	слабая
сильное	1-й тип солей NaCl Ca(NO₃)₂	2-й тип солей Na₂CO₃ KCN
слабое	3-й тип солей NH₄Cl Al₂(SO₄)₃	4-й тип солей Al₂S₃ ZnCO₃

Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят или ионы слабой кислоты, или ионы слабого основания, т.е. 2-й, 3-й и 4-й типы солей.

1-й тип солей	2-й тип солей	3-й тип солей	4-й тип солей
Na	Cl	Na₂	CO₃	NH₄	Cl	Al₂	S₃
Сильное основание	Сильная кислота	Сильное основание	Слабая кислота	Слабое основание	Сильная кислота	Слабое основание	Слабая кислота
OH^-	H⁺	OH^-			H⁺
pH=7	рН > 7, среда щелочная			рН < 7, среда кислая	pH≈7
Гидролиз не идёт	Гидролиз идёт (по аниону)	Гидролиз идёт (по катиону)	Гидролиз идёт (и по катиону, и по аниону)

Алгоритм написания уравнений гидролиза.

На примере гидролиза соли CuCl₂.

Определить к какому типу относится соль (каким основанием и какой кислотой образована). Сделать предположение о возможности протекания гидролиза данной соли.

3-й тип солей
Сu	Cl₂
Слабое основание	Сильная кислота
	H⁺
	рН < 7, среда кислая
Гидролиз идёт (по катиону)

Записать уравнение гидролиза по I ступени:

Запись:

I.CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Записать соль в ионном (диссоциированном) виде. Поставить ионы в молекуле воды.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→

Слаб.

осн-е

Обозначить замкнутой линией взаимодействие ионов слабого электролита с противоположным по знаку ионом воды.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→

Слаб..

Осн-е

Записать прочное соединение (слабый электролит) образованное в результате взаимодействия ионов слабого электролита с противоположным по знаку ионом воды. Определить суммарный заряд полученного прочного соединения. Дописать оставшиеся частицы.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→ CuOH⁺ + 2Cl^-+H⁺,

Слаб..

Осн-е

Определить pH среды. (Если в результате взаимодействия ионов слабого электролита с ионом воды образовались H⁺, то pH < 7, среда кислая; если в результате взаимодействия - образовались OH^-, то рН > 7 в щелочной среде).

Запись:

I. CuCl₂+HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→ CuOH⁺ + 2Cl^-+ H⁺, pH < 7, среда кислая;

Слаб.

Осн-е

Получили уравнение гидролиза в полном ионном виде.

Записать уравнение в молекулярном виде: из противоположно заряженных частиц, образованных в ионном уравнении, получить нейтральные молекулы и записать их в первое уравнение.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→CuOHCl + HCl, pH < 7, среда кислая;

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→ CuOH⁺ + 2Cl^-+ H⁺, pH < 7, среда кислая;

Слаб.

Осн-е

Записать уравнение в сокращённом ионном виде: в обеих частях уравнения вычеркнуть подобные частицы.

Запись:

I. CuCl₂+HOH→CuOHCl + HCl, pH < 7, среда кислая;

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺OH^-→ CuOH⁺ + 2Cl^-+ H⁺, pH < 7, среда кислая;

Слаб..

Осн-е

Cu²⁺+ HOH→ CuOH⁺ + H⁺, pH < 7, среда кислая.

Слаб.

Осн-е

Записать уравнение гидролиза по II ступени:

Запись:

II. CuOHCl +HOH→

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

Записать соль в ионном (диссоциированном) виде. Поставить ионы в молекуле воды.

Далее действия 3-7.

Запись:

II. CuOHCl +HOH→ Сu(OH)₂↓+ H Cl, pH < 7, среда кислая.

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

CuOH⁺+ Cl^-+H⁺OH^-→Сu(OH)₂↓+ Cl^-+ H⁺, pH < 7, среда кислая.

Слаб.

Осн-е.

CuOH⁺ +HOH→ Сu(OH)₂↓+ H ⁺, pH < 7, среда кислая.

Слаб.

Осн-е.

Суммарное уравнение гидролиза:

CuCl₂+HOH→Cu(OH)₂↓+ HCl, pH < 7, среда кислая.

Слаб.Сильн.

осн-е к-та

ΙΙ. Экспериментальная часть.

Опыт 5.1. Приготовление раствора соли определённой массовой концентрации (ω, %).

Цель: Приготовить раствор соли определённой массовой концентрации (ω, %). Рассчитать молярную, нормальную, моляльную концентрации и титр раствора.

Приготовить раствор соли объёмом 200 мл (V _{раствора}).

вариант	соль	ω, %	ρ, г/мл
	NaCl		1,014
	KCl		1,030
	Al₂(SO₄)₃		1,040
	Na₂SO₄		1,061
	Na₂SO₄		1,083
	NH₄Cl		1,020
	NaCl		1,058
	NH₄Cl		1,029
	Al₂(SO₄)₃		1,105
	NaOH		1,043
	Al₂(SO₄)₃		1,050
	NaOH		1,065
	NaCl		1,051
	KCl		1,056
	Na₂SO₄		1,082

Ход работы:

1.Взвесить на технических весах навеску соли массой m _соли.

Расчёт массы соли:

ω = m _соли / m _{раствора}* 100 %;

m _{раствора}= V _{раствора} * ρ _{раствора};

m _соли= ω * m _{раствора}/ 100 %;

m _соли= ω * V _{раствора} * ρ _{раствора} / 100 %.

2. Поместить навеску соли в мерную колбу.

3. Долить дистиллированную воду в мерную колбу до метки (риски).

4. Закрыть колбу пробкой.

5. Полученный раствор перемешать.

В отчёте:

- Рассчитайте массу соли необходимую для приготовления раствора с определённой массовой концентрацией.

- Опишите процесс приготовления растворов с определённой массовой концентрацией. Зарисуйте мерную колбу.

- Используя данные формулы, рассчитайте молярную, нормальную, моляльную концентрации и титр раствора.

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

1 2 3 4 5 6 7

Подборка статей по вашей теме: