Растворимость - это способность веществ растворяться в воде. Одни вещества очень хорошо растворяются в воде, некоторые даже в неограниченных количествах. Другие - лишь в небольших количествах, а третьи - вообще почти не растворяются. Поэтому вещества делят на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые.

К растворимым относятся такие вещества, которые в 100 г воды растворяются в количестве больше 1 г (NaCl, сахар, HCl, KNO 3). Малорастворимые вещества растворяются в количестве от 0,01 г до 1 г в 100 г воды (Ca(OH) 2 , CaSO 4). Практически нерастворимые вещества не могут раствориться в 100 г воды в количестве больше 0,01 г (металлы, CaCO 3 , BaSO 4).

При протекании химических реакций в водных растворах могут образовываться нерастворимые вещества, которые выпадают в осадок или находятся во взвешенном состоянии, делая раствор мутным.

Существует таблица растворимости в воде кислот, оснований и солей, где отражено является ли соединение растворимым. Все соли калия и натрия, а также все нитраты (соли азотной кислоты) хорошо растворимы в воде. Из сульфатов (солей серной кислоты) малорастворим сульфат кальция, нерастворимы сульфаты бария и свинца. Хлорид свинца малорастворим, а хлорид серебра нерастворим.

Если в клетках таблицы растворимости стоит черточка, это значит, что соединение реагирует с водой, в результате чего образуются другие вещества, т. е. соединение в воде не существует (например, карбонат алюминия).

Все твердые вещества, даже хорошо растворимые в воде, растворяются лишь в определенных количествах. Растворимость веществ выражают числом, которое показывает наибольшую массу вещества, которая может раствориться в 100 г воды при определенных условиях (обычно имеется в виду температура). Так при 20 °C в воде растворяется 36 г поваренной соли (хлорида натрия NaCl), более 200 г сахара.

С другой стороны, вообще нерастворимых веществ нет. Любое практически нерастворимое вещество хотя бы в очень незначительных количествах, но растворяется в воде. Например, мел растворяется в 100 г воды при комнатной температуре в количестве 0,007 г.

Большинство веществ с повышением температуры лучше растворяются в воде. Однако NaCl почти одинаково растворим при любой температуре, а Ca(OH)2 (известь) лучше растворяется при более низкой температуре. На основе зависимости растворимости веществ от температуры строят кривые растворимости.

Если в растворе при данной температуре еще можно растворить какое-то количество вещества, то такой раствор называют ненасыщенным. Если же достигнут придел растворимости, и больше вещества растворить нельзя, то говорят, что раствор насыщенный.

Когда охлаждают насыщенный раствор, то растворимость вещества понижается, и, следовательно, оно начинает выпадать в осадок. Часто вещество выделяется в виде кристаллов. Для разных солей кристаллы имеют свою форму. Так кристаллы поваренной соли имеют кубическую форму, у калийной селитры они похожи на иголки.

Класс: 8

Презентация к уроку

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Учебник: Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия: учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 12-е изд. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. – 176 с.

Цель: сформировать представление учащихся о растворимости веществ, растворах, концентрации растворов.

Задачи:

• способствовать систематизации понятийного аппарата: растворитель, растворенное вещество, раствор, растворимость веществ в воде, концентрация растворов
• «5 » – обосновать, доказать; «4 » – характеризовать, применить; «3 » – рассказать;
• способствовать совершенствованию специальных предметных умений: решать и составлять задачи по теме «Растворы»
• способствовать формированию общеучебных умений:
• а) учебно-интеллектуальных (анализировать факты, устанавливать причинно-следственные связи; выдвигать гипотезу; сравнивать, классифицировать, делать выводы);
• б) учебно-информационных (работать с текстом, преобразовывать текстовую задачу в знаковую);
• в) учебно-организационных (понимать смысл задания, распределять время для выполнения заданий планировать работу по организации работы, осуществлять самоконтроль);
• способствовать формированию критического мышления учащихся (критически оценивать собственные знания по теме и сопоставлять их с научными);

Форма проведения: урок с использованием ИКТ, включением парных, индивидуальных форм организации учебно-познавательной деятельности учащихся.

Продолжительность учебного занятия: 90 минут.

Использование педагогических технологий: метод эвристического обучения, обучение в сотрудничестве

ХОД УРОКА

I. Организационный момент – 3 мин: мобилизующее начало (приветствие, проверка готовности к уроку, организация внимания учащихся), информация о цели и ходе урока, мотивация

II. Фронтальная беседа (12 мин)

– Как часто мы встречаемся с растворами в жизни? Какие растворы мы знаем? (Моря, реки, океаны; растворы в быту: раствор соли, раствор сахара, раствор стирального порошка и др.; медицинские растворы и т.п.)
– Что является основой большинства известных нам растворов? (Вода)
– Давайте подумаем, как образуется раствор? (Приложение 1 , слайд 2)

– Где произошло растворение? (В случае с поваренной солью и оксидом калия)
– Где произошла химическая реакция? (В случае с оксидом калия, образовалось новое вещество)
– В чем сходство между образованием смеси (суспензии и эмульсии) с образованием раствора?
– В чем отличие процесса растворения от химической реакцией? (Не образуется новых веществ)

III. Изучение нового материала. Объяснение учителя с элементами фронтальной беседы и решения задач. 30 мин.

1. Давайте попытаемся сформулировать, что такое раствор? (слайд 3)

Определение: растворы – это однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества, между которыми происходят физические и химические взаимодействия.

2. Растворимост ь (слайд 4) – способность вещества образовывать с другими веществами (растворителями) однородные системы – растворы

• От природы растворяемого вещества
• От температуры

3. Зависимость от природы растворяемых веществ (слайд 5). Все вещества делятся на:

• хорошо растворимые,
• малорастворимые,
• практически нерастворимые.

*Работа с таблицей растворимости

4. Зависимость растворимости веществ от температуры (слайд 6)

*Работа с графиком растворимости веществ.
* В заливе Кара-Богаз-Гол (Туркмения) при температуре воды +50С на дне выпадает белый осадок соли Na2SO4, а выше этой температуры осадок исчезает. Как Вы думаете, чем это можно объяснить?

5. Таким образом растворы бывают (слайд 7):

6. Коэффициент растворимости – это масса вещества (г), способная раствориться в одном литре растворителя (л)

Например, растворимость NANO3 равна 80,5 г/л при 100С. Это означает, что при данной температуре в одном литре воды может раствориться 80,5 г. нитрата натрия.

IV. Решим задачу (слайд 8)

В 400 мл. воды при 200С может раствориться 48 г. сульфата калия. Какова растворимость сульфата калия при данной температуре?

*** Интересный факт. Поскольку сульфат калия признан безопасной пищевой добавкой , он разрешен к применению в странах Европейского Союза и на территории Российской Федерации. Чаще всего свое применение сульфат калия как добавка находит в качестве заменителя соли. Кроме этого, он выступает в качестве регулятора кислотности в напитках

Решите задачу (слайд 9).

Задачу учащиеся решают в парах.

Тигр приготовил при 20 o С 2 раствора: 5 литров раствора хлорида меди (II) – (голубой раствор) и 3 литра раствора хлорида железа (III) – (желтый раствор). Для приготовления растворов он взял 2,8 кг. FeCl 3 и 3,2 кг. СuCl 2 . Какой из растворов у него получился насыщенным, а какой – нет?
При 20 o С растворимость СuCl 2 равна 730 г/л, растворимость FeCl 3 равна 920 г/л

Решение:

Растворимость СuCl 2 равна 730 г/л, следовательно, для приготовления 5 литров насыщенного раствора ему нужно 730 x 5 = 3650, он взял 3,2 кг = 3200 г. Значит, раствор ненасыщенный .
Растворимость FeCl 3 равна 920 г/л следовательно, для приготовления 3 литров насыщенного раствора ему нужно 920 x 3 = 2760, он взял 2,8 кг = 2800 г. Значит, раствор насыщенный.

Эти понятия относительны, например
25%-ный раствор HCl – концентрированный, а
25%-ныйраствор H 2 SO 4 – разбавленный

8. Выражение концентрации растворов (слайд 11)

Один из способов выражения концентрации растворов – массовая доля (w)

9. Решим задачи (слайд 12):.

Задача 1. Вычислите массовую долю раствора в %, который получится, если 50 г. вещества растворили в 450 г. воды.

Задача 2. Вычислите массу воды и массу соли, которые необходимо взять, чтобы приготовить 300г раствора с массовой долей 15%.

10. Решите задачи (слайды 13, 14, 15).

Задачи решаются в парах – 30 мин.

Задача 1. Для того, чтобы обработать цветы, Винни-Пуху нужно приготовить 2 кг.2%-ного раствора нитрата натрия. Помогите ему вычислить массу воды и массу соли, которые ему нужно взять?

Задача 2. Героям этого мультфильма нужно обработать музыкальные инструменты некоторым 20%-ным секретным раствором. У них есть 700 г. этого раствора с концентрацией 45%. Сколько воды им нужно долить, чтобы получить то, что нужно?

Задача 3. Выполните задание тетушки Совы. Вычислите массовую долю раствора, который получится, если 120 г. соли растворить в 1,4 кг. воды.

Задача 4. Знахарь смешал два раствора: 150 г. 25% -ного раствора и 400 г. 42%-ного раствора. Помогите ему вычислить массовую долю полученного раствора.

Задача 5. Машенька для бульона взяла 700 г. воды, добавила 1,5 чайных ложки соли (15 г.), попробовала – раствор показался ей слишком соленым, и она добавила 500 г. воды. Раствор с какой массовой долей соли получился у Машеньки в итоге?

Задача 6. Мыши помогли Золушке приготовить волшебный раствор. Они взяли два раствора: 200 г. 10%-ного раствора секретного вещества и 250 г. 25%-ного раствора этого же вещества. Затем они добавили к полученному раствору 30 г вещества. Сколько воды нужно долить Золушке, чтобы массовая доля раствора была равна 15%?

V. Проверка решенных задач на доске – 14 мин. (Приложение 2 )

VI. Домашнее задание (слайд 16) – 1 мин.

1. Решите задачи 1,2,3,4 стр. 81
2. Составьте свою задачу по теме «Растворы». Запишите ее на карточке размером 12 см x 7 см из белого листа бумаги.

На следующем уроке мы сделаем лотерею из Ваших задач. Вы будете решать задачи друг друга и ставить друг другу оценки.

Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.

Водные растворы состоят из воды (растворителя) и растворенного вещества. Состояние веществ в водном растворе при необходимости обозначается нижним индексом (р), например, KNO 3 в растворе – KNO 3(p) .

Растворы, которые содержат малое количество растворенного вещества, часто называют разбавленными, а растворы с высоким содержанием растворенного вещества – концентрированными. Раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества, называется ненасыщенным, а раствор, в котором вещество перестает растворяться при данных условиях, – насыщенным. Последний раствор всегда находится в контакте (в гетерогенном равновесии) с нерастворившимся веществом (один кристалл или более).

В особых условиях, например при осторожном (без перемешивания) охлаждении горячего ненасыщенного раствора твердого вещества, может образоваться пересыщенный раствор. При введении кристалла вещества такой раствор разделяется на насыщенный раствор и осадок вещества.

В соответствии с химической теорией растворов Д. И. Менделеева растворение вещества в воде сопровождается, во‑первых, разрушением химических связей между молекулами (межмолекулярные связи в ковалентных веществах) или между ионами (в ионных веществах), и, таким образом, частицы вещества смешиваются с водой (в которой также разрушается часть водородных связей между молекулами). Разрыв химических связей совершается за счет тепловой энергии движения молекул воды, при этом происходит затрата энергии в форме теплоты.

Во‑вторых, попав в воду, частицы (молекулы или ионы) вещества подвергаются гидратации. В результате образуются гидраты – соединения неопределенного состава между частицами вещества и молекулами воды (внутренний состав самих частиц вещества при растворении не изменяется). Такой процесс сопровождается выделением энергии в форме теплоты за счет образования новых химических связей в гидратах.

В целом раствор либо охлаждается (если затрата теплоты превосходит ее выделение), либо нагревается (в противном случае); иногда – при равенстве затраты теплоты и ее выделения – температура раствора остается неизменной.

Многие гидраты оказываются настолько устойчивыми, что не разрушаются и при полном выпаривании раствора. Так, известны твердые кристаллогидраты солей CuSO 4 5Н 2 O, Na 2 CO 3 10Н 2 O, KAl(SO 4) 2 12Н 2 O и др.

Содержание вещества в насыщенном растворе при Т = const количественно характеризует растворимость этого вещества. Обычно растворимость выражается массой растворенного вещества, приходящейся на 100 г воды, например 65,2 г КBr/100 г Н 2 O при 20 °C. Следовательно, если 70 г твердого бромида калия ввести в 100 г воды при 20 °C, то 65,2 г соли перейдет в раствор (который будет насыщенным), а 4,8 г твердого КBr (избыток) останется на дне стакана.

Следует запомнить, что содержание растворенного вещества в насыщенном растворе равно , в ненасыщенном растворе меньше и в пересыщенном растворе больше его растворимости при данной температуре. Так, раствор, приготовленный при 20 °C из 100 г воды и сульфата натрия Na 2 SO 4 (растворимость 19,2 г/100 г Н 2 O), при содержании

15,7 г соли – ненасыщенный;

19.2 г соли – насыщенный;

2O.3 г соли – пересыщенный.

Растворимость твердых веществ (табл. 14) обычно увеличивается с ростом температуры (КBr, NaCl), и лишь для некоторых веществ (CaSO 4 , Li 2 CO 3) наблюдается обратное.

Растворимость газов при повышении температуры падает, а при повышении давления растет; например, при давлении 1 атм растворимость аммиака составляет 52,6 (20 °C) и 15,4 г/100 г Н 2 O (80 °C), а при 20 °C и 9 атм она равна 93,5 г/100 г Н 2 O.

В соответствии со значениями растворимости различают вещества:

– хорошо растворимые, масса которых в насыщенном растворе соизмерима с массой воды (например, КBr – при 20 °C растворимость 65,2 г/100 г Н 2 O; 4,6М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью более чем 0,1М;

– малорастворимые, масса которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (например, CaSO 4 – при 20 °C растворимость 0,206 г/100 г Н 2 O; 0,015М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью 0,1–0,001М;

– практически нерастворимые, масса которых в насыщенном растворе пренебрежимо мала по сравнению с массой растворителя (например, AgCl – при 20 °C растворимость 0,00019 г на 100 г Н 2 O; 0,0000134М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью менее чем 0,001М.

По справочным данным составлена таблица растворимости распространенных кислот, оснований и солей (табл. 15), в которой указан тип растворимости, отмечены вещества, не известные науке (не полученные) или полностью разлагающиеся водой.

Способность вещества растворяться в воде или другом растворителе называется растворимостью. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, который показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 или 100 г воды при данной температуре. Растворимость вещества зависит от природы растворителя и вещества, от температуры и давления (для газов). Растворимость твердых веществ в основном увеличивается при повышении температуры. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается, но при повышении давления увеличивается.

По растворимости в воде вещества делят на три группы:

• 1. Хорошо растворимые (р.). Растворимость веществ больше 10 г в 1000 г воды. Например, 2000 г сахара растворяется в 1000 г воды, или в 1 л воды.
• 2. Малорастворимые (м.). Растворимость веществ от 0,01 г до 10 г вещества в 1000 г воды. Например, 2 г гипса (CaS04 * 2Н20) растворяется в 1000 г воды.
• 3. Практически нерастворимые (н.). Растворимость веществ меньше 0,01 г вещества в 1000 г воды. Например, в 1000 г воды растворяется 1,5 * 10_3 г AgCl.

При растворении веществ могут образоваться насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.

Насыщенный раствор - это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество больше не растворяется.

Ненасыщенный раствор -- это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество еще растворяется.

Иногда удается получить раствор, в котором растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе при данной температуре. Такой раствор называется пересыщенным. Этот раствор получают при осторожном охлаждении насыщенного раствора до комнатной температуры. Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Кристаллизацию вещества в таком растворе можно вызвать путем потирания стеклянной палочкой стенок сосуда, в котором находится данный раствор. Этот способ применяется при выполнении некоторых качественных реакций.

Растворимость вещества может выражаться и молярной концентрацией его насыщенного раствора.

Скорость процесса растворения зависит от растворяемых веществ, состояния их поверхностей, температуры растворителя и концентрации конечного раствора.

Не следует смешивать понятия « насыщенный» и «разбавленный» раствор. Например, насыщенный раствор хлорида серебра (1.5*10-3г/л) явл. весьма разбавленным, а ненасыщенный р-р сахара(1000г/л)- концентрированным.

Концентрация растворов и способы ее выражения

Согласно современным представлениям, количественный состав раствора можно выражать как с помощью безразмерных величин, так и величин имеющих размерность. Безразмерные величины обычно называют долями. Известны 3 вида долей: массовая (щ), объемная (ц), молярная (ч)

Массовая доля растворенного вещества - это отношение массы растворенного вещества X к общей массе расвора:

щ (Х) = т(Х)/т

где щ(Х) - массовая доля растворенного вещества X, выраженная в долях единицы; т(Х) -- масса растворенного вещества X, г; т - общая масса раствора, г.

Если массовая доля растворенного хлорида натрия в растворе равна 0,03, или 3 % , то это означает, что в 100 г раствора содержится 3 г хлорида натрия и 97 г воды.

Объемная доля вещества в растворе - отношение объема растворенного вещества к сумме объемов всех веществ, участвующих в образовании раствора (до их смешения)

ц(Х)= V(Х)/ ?V

Молярная доля вещества в растворе - это отношение количества вещества к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе.

ч(Х)=п(Х)/ ?п

Из всех видов долей в аналитической химии чаще всего используют массовую долю. Объемную долю обычно применяют для растворов газообразных веществ и жидкостей(в фармации для растворов этилового спирта) Численное значение выражается в долях единицы и находятся в пределах от 0(чистый растворитель) до 1(чистое вещество. Как известно, сотая часть единицы называется процентом. Процент - это не единица измерения, а всего лишь синоним понятия «одна сотая». Н-р, если массовая доля NaOH в некотором растворе равна 0,05, то вместо пяти сотых можно использовать величину 5%. Проценты не могут быть массовыми, объемными или молярными, а могут лишь быть рассчитаны по массе, объему или количеству вещества.

Массовую долю можно выражать также в процентах.

Н-р, 10%-ный раствор едкого натра содержит в 100г раствора 10г NaOH и 90г воды.

Смас(Х) = т(Х)/тсм·100 %.

Объемный процент - процентная доля объема вещества, содержащаяся в общем объеме смеси. Указывает количество миллилитров вещества в 100 мл объема смеси.

Соб%= V/ Vсм * 100

Зависимость между объемом и массой раствора (т) выражается формулой

где с - плотность раствора, г/мл; V - объем раствора, мл.

К размерным величинам, используемым для описания количественного состава растворов, относят концентрацию вещества в растворе (массовую, молярную) и моляльность растворенного вещества.Если раньше концентрациями вещества называли любые способы описания количественного состава раствора, то в наши дни это понятие стало более узким.

Концентрация-это отношение массы или количества растворенного вещества к объему раствора. Т.о., массовая доля - это, согласно современнму подходу, уже не концентрация и называть ее процентной концентрацией не следует.

Массовой концентрацией называют отношение массы растворенного вещества к объему раствора. Обозначают данный вид концентрации как г(Х),с(Х) или чтобы не перепутать с плотностью раствора, с*(Х)

Единицей измерения массовой концентрации является кг/м3 или, что то же самое, г/л. Массовая концентрация, имеющая размерность г/мл, называется титром раствора

Молярная концентрация - С(Х) - представляет собой отношение количества растворенного вещества (моль) к объему раствора (1л) Рассчитывается как отношение количества вещества п (X), содержащегося в растворе, к объему этого раствора V:

С(Х) = п(Х)/ Vp= т(Х)/М(Х)V

где т(Х) - масса растворенного вещества, г; М(Х) - молярная масса растворенного вещества, г/моль. Молярную концентрацию выражают в моль/дм3 (моль/л). Чаще всего применяется единица измерения моль/л. Если в 1 л раствора содержится 1 моль растворенного вещества, то раствор называется молярным (1 М). Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль или 0,01 моль растворенного вещества, то раствор соответственно называется децимолярным (0,1 М), сантимолярным (0,01 М), 0.001 моль- миллимолярным (0.001М)

Единица измерения молярной концентрации- моль/м3, но на практике обычно пользуются кратной единицей - моль/л. Вместо обозначения «моль/л» можно использовать «М» (причем слово раствор писать уже не нужно) Например, 0,1 М NaOH означает тоже самое, что и С(NaOH)=0,1 моль/л

Моль - единица химического количества вещества. Моль-порция вещества (т.е. такое его количество), которое содержит столько же структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода. В 0,012 кг углерода содержится 6,02*1023 атомов углерода. И эта порция составляет 1 моль. Столько же структурных единиц содержится в 1 моль любого вещества. т.е моль - это количество вещества, содержащее 6,02*1023 частиц. Эта величина получила название постоянной Авогадро

Химическое количество любых веществ содержит одно и то же число структурных единиц. Но у каждого вещества его структурная единица имеет свою собственную массу. Поэтому и массы одинаковых химических количеств различных веществ тоже будут различны.

Молярная масса - это масса порции вещества химическим количеством 1 моль. Она равна отношению массы m вещества к соответствующему количеству вещества n

В Международной системе единиц молярная масса выражается в кг/моль, но в химии чаще используют г/моль

Следует отметить. Что молярная масса численно совпадает с массами атомов и молекул (в а.е.м.) и с относительными атомными и молекулярными массами.

В отличие от твердых веществ и жидких, все газообразные вещества химическим количеством 1 моль занимают одинаковый объем (при одинаковых условиях) Эта величина наз-ся молярным объемом и обозначается

Т.к. объем газа зависит от температуры и давления, то при проведении расчетов берутся объемы газов при нормальных условиях (0?C и давлении 101,325 кПа) Установлено, что при н.у. отношение объема любой порции газа к химическому количеству газа есть величина постоянная равная 22,4 дм3/моль, т.о. Молярный объем любого газа при нормальных условиях = 22,4 дм3/моль

Связь между молярной массой, молярным объемом и плотностью (массой литра)

с= М/ Vm, г/дм3

Понятие молярная концентрация может относиться как к молекуле или формульной единице растворенного вещества, так и к его эквиваленту. С принципиальной точки зрения не важно, о чем идет речь: о концентрации молекул серной кислоты - С(Н2SO4) или « половинок молекул серной кислоты» - С(1/2 Н2SO4). Молярная концентрация эквивалента вещества раньше называлась нормальной концентрацией. Кроме того, молярную концентрацию часто называли молярностью, хотя такой термин использовать не рекомендуется (его можно перепутать с моляльностью)

Моляльность растворенного вещества представляет собой отношение количества вещества, находящегося в растворе к массе растворителя. Обозначают моляльность как m(Х), b(X),Cm(X):

Cm(X)= п(Х)/ mS

Размерность моляльности - моль/кг. Моляльность, согласно современной терминологии не является концентрацией. Её используют в тех случаях, когда раствор находится в неизотермических условиях. Изменение температуры влияет на объем раствора и приводит, тем самым, к изменению концентрации - моляльность же при этом остается постоянной.

Для количественной характеристики стандартных растворов обычно используют молярную концентрацию (вещества или эквивалента вещества

Нормальность растворов. Грамм-эквивалент.

Концентрацию растворов в титриметрическом анализе часто выражают через титр, т.е. указывают, сколько граммов растворенного вещества содержится в 1 мл раствора. Еще удобнее выражать ее через нормальность.

Нормальность называется число, показывающее, сколько грамм-эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 л раствора.

Грамм-эквивалентом (г-экв) какого-либо вещества называется количество граммов его, химически равноценное (эквивалентное) одному грамм-атому водорода в данной реакции.

Сп = пэкв/V; Сп = z·n/V,

Где пэкв-число эквивалентов растворенного вещества, пэкв = z·n, V - объем раствора в литрах, п - число молей растворенного вещества, z·- эффективная валентность растворенного вещества

Для нахождения грамм-эквивалента нужно написать уравнение реакции и вычислить, сколько граммов данного вещества отвечает в нем 1 грамм-атому водорода.

Например:

HCl + KOH KCl +H2O

Один грамм-эквивалент кислоты равняется одной грамм-молекуле - моль (36,46 г) HCl, так как именно это количество кислоты соответствует при реакции одному грамм-атому водорода, взаимодействующему с ионами гидроксила щелочи.

Соответственно грамм-молекула H2SO4 при реакциях:

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

Отвечает двум грамм-атомам водорода. Следовательно, грамм-эквивалент H2SO4 равен? грамм-молекулы (49,04 г).

В отличие от грамм-молекулы грамм-атом это число не постоянное, а зависит от реакции, в которой данное вещество участвует.

Поскольку один грамм-атом ОН- реагирует с одним грамм-атомом Н+ и, следовательно, эквивалентен последнему, грамм-эквиваленты оснований находятся аналогично, но с той лишь разницей, что грамм-молекулы их приходится в этом случае делить на число участвующих в реакции ОН- -ионов.

Наряду с грамм-эквивалентом в аналитической химии часто пользуются понятием миллиграмм-эквивалент. Миллиграмм-эквивалент (мг-экв) равен тысячной доле грамм-эквивалента (Э:1000) и представляет собой эквивалентный вес вещества, выраженный в миллиграммах. Например, 1 г-экв HCl равен 36,46 г, а 1 мг-экв HCl составляет 36,46 мг.

Из понятия об эквиваленте как о химически равноценном количестве следует, что грамм-эквиваленты представляют собой как раз те весовые количества, которыми они вступают в реакцию друг с другом.

Очевидно, что 1 мг-экв указанных веществ, составляющий 0,001 г-экв, находится в 1 мл однонормальных растворов этих веществ. Следовательно, нормальность раствора показывает, сколько грамм-эквивалентов вещества содержится в 1 литре или сколько миллиграмм-эквивалентов его содержится в 1 мл раствора. Нормальность растворов обозначается буквой н. Если в 1 л раствора содержится 1 г-экв. вещества, то такой раствор называется 1 нормальным (1 н), 2 г-экв - двухнормальным(2 н), 0.5 г-экв - полунормальным, 0.1г-экв - децинормальным(0.1н), 0.01 г-экв - сантинормальным, 0.001г-экв - миллинормальным (0.001н). Разумеется, нормальность раствора, кроме того, показывает и число миллиграмм-эквивалентов растворенного вещества в 1 мл раствора. Например, 1н р-р содержит 1 мг-экв, а 0.5 н- 0.5 мг-экв растворенного вещества в 1 мл.Приготовление нормальных растворов требует умения вычислять грамм-эквиваленты кислоты, основания или соли.

Грамм-эквивалентом называется число граммов вещества, химически равноценное (т.е. эквивалентное) одному грамм-атому или грамм-иону водорода в данной реакции.

Н-р: HCl + NaOH= NaCl+H2O

Видно, что одна грамм-молекула НСl участвует в реакции одним грамм-ионом Н+, взаимодействующим с ионом ОН-. Очевидно, в этом случае грамм-эквивалент НСl равен ее грамм-молекуле и составляет 36,46 г.Однако грамм-эквивалент кислот, оснований и солей зависят от течения реакций, в которых они участвуют. Для вычисления их пишут в каждом случае уравнение и определяют, сколько граммов вещества соответствует 1 грамм-атому водорода в данной реакции. Н-Р, молекулы ортофосфорной кислоты H3PO4 ,участвуя в реакции

H3PO4 + NaOH=NaH2PO4+ H2O

Отдает только один ион Н+ и грамм-эквивалент её равен грамм-молекуле (98,0г).В реакции

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4+ 2H2O

каждая молекула соответствует уже двум грамм-ионам водорода. Поэтому грамм-экв. Её равен? грамм-молекулы, т.е 98:2=49г

Наконец, молекула H3PO4 может участвовать в реакции и тремя ионами водорода:

H3PO4 + 3NaOH=Na3PO4+ 3H2O

понятно, что в этой реакции грамм-молекула H3PO4 равноценна трем грамм-ионам Н+ и грамм-эквивалент кислоты равен 1/3 грамм-молекулы, т.е. 98:3=32.67г

Грамм-экв-ты оснований также зависят от характера реакции. Вычисляя грамм-эквивалент основания, обычно делят грамм-молекулу его на число ионов ОН-, участвующих в реакции, т.к. один грамм-ион ОН- эквивалентен одному грамм-иону Н+, Поэтому исходя из уравнений

Порядок пересчета из одного вида концентрации в другой. Расчеты с использованием молярной концентрации

В большинстве случаев при расчетах с использованием молярной концентрации исходят из пропорций, связывающих молярную концентрацию и молярную массу

Где С(Х) - концентрация раствора в моль/л;М-молярная масса, г/моль; m(Х)/ - масса растворенного вещества в граммах, п (Х)- количество растворенного вещества в молях, Vp - объем раствора в литрах.. Пример, рассчитать молярную концентрацию 2 л 80 г NaOH.

С(Х) = m(Х)/М Vp; М = 40 г/моль; С(Х)= 80г/40г/моль*2л=1 моль/л

Расчеты с использованием нормальности

Где Сп - концентрация раствора в моль/л; М-молярная масса, г/моль; m(Х)/ - масса растворенного вещества в граммах, п (Х)- количество растворенного вещества в молях, Vp - объем раствора в литрах.

Концентрация растворов и способы её выражения (Химический анализ в теплоэнергетике, Москва. Издательский дом МЭИ, 2008г)

Количественные соотношения между массами реагирующих веществ выражаются законом эквивалентов. Химические элементы и их соединения вступают в химические реакции друг с другом в строго определенных массовых количествах, соответствующих их химическим эквивалентам.

Пусть в системе протекает следующая реакция:

аХ+ b Y > Продукты реакции.

Уравнение реакций можно также записать в виде

X + b/a·Y > Продукты реакции,

которое обозначает, что одна частица вещества X эквивалентна b/a частиц вещества Y.

Отношение

Фактор эквивалентности, безразмерная величина, не превышающая 1. Его употребление как дробной величины не совсем удобно. Чаще используют величину, обратную фактору эквивалентности -- число эквивалентности (или эквивалентное число) z;

Значение z определяют по химической реакции, в которой участвует данное вещество.

Существуют два определения эквивалента:

• 1. Эквивалент -- это некая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или каким-либо другим образом быть эквивалентна одному иону водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
• 2. Эквивалент -- условная частица вещества, в z раз меньшая, чем соответствующая ей формульная единица. Формульные единицы в химии -- это реально существующие частицы, такие, как атомы, молекулы, ионы, радикалы, условные молекулы кристаллических веществ и полимеров.

Единицей количества вещества эквивалентов является моль или ммоль (ранее г-экв или мг-экв). Необходимая для расчетов величина -- молярная масса эквивалента вещества Мэкв(Y), г/моль, равная отношению массы вещества mY к количеству вещества эквивалентов nэкв(Y):

Мэкв(Y) = mY / nэкв(Y)

так как nэкв

следовательно

Мэкв(Y) =МY / zY

где МY -- молярная масса вещества Y, г/моль; nY -- количество вещества Y, моль; zY -- число эквивалентности.

Концентрация вещества -- физическая величина (размерная или безразмерная), определяющая количественный состав раствора, смеси или расплава. Для выражения концентрации раствора применяются различные способы.

Молярная концентрация вещества В или концентрация количества вещества - отношение количества растворенного вещества В к объему раствора, моль/дм3,

Св = nв /Vp = mв /Мв Vp

где nв -- количество вещества, моль; Vp -- объем раствора, дм3; МB -- молярная масса вещества, г/моль; mB -- масса растворенного вещества, г.

Удобна в использовании сокращенная форма записи единицы молярной концентрации М = моль/дм3.

Молярная концентрация эквивалентов вещества В -- отношение количества эквивалентов вещества В к объему раствора, моль/дм3 ? н:

Сэкв (В)= n экв (В)/ Vp = mв /Мв Vp = mв·zв / Мв Vp

где nэкв -- количество вещества эквивалентов, моль; Мэкв -- молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; zB -- число эквивалентности.

Применение терминов «нормальность» и «нормальная концентрация» и единиц измерения г-экв/дм3, мг-экв/дм3 не рекомендуется, как и символа N, для сокращенного обозначения молярной концентрации эквивалентов вещества.

Массовая концентрация вещества В -- отношение массы растворенного вещества В к объему раствора, г/дм3,

Массовая доля растворенного вещества В -- отношение массы растворенного вещества В к массе раствора:

Св = mв / mр = mв/ с Vp

где mр - масса раствора, г; с -- плотность раствора, г/см3.

Употребление термина «процентная концентрация» не рекомендуется.

Молярная доля растворенного вещества В -- отношение количества этого вещества к суммарному количеству всех веществ, входящих в состав раствора, включая растворитель,

XВ= nВ / ? ni , ? ni = nВ + n1 + n2 +.....+ ni

Моляльность вещества В в растворе -- количество растворенного вещества В, содержащегося в 1 кг растворителя, моль/кг,

Сm= nв / ms = mв / Мв· ms

где ms -- масса растворителя, кг.

Титр - Титр раствора вещества В -- концентрация стандартного раствора, равная массе вещества В, содержащегося в 1 см3 раствора, г/см3,

В данное время употребление многих терминов не рекомендуется, но в практике водоподготовки и на производстве специалисты применяют именно эти термины и единицы измерения, поэтому для устранения разночтений в дальнейшем будут применяться привычные термины и единицы измерения, а в скобках указываться новая терминология.

Согласно закону эквивалентов, вещества реагируют в эквивалентных количествах:

nэкв (Х) = nэкв(Y), а nэкв(Х) = Сэкв (Х)·Vx и nэкв(Y) = Сэкв (Y)·Vy

следовательно, можно записать

Сэкв (Х)·Vx = Сэкв (Y)·Vy

где nэкв(Х) и nэкв(Y) -- количества вещества эквивалентов, моль; Сэкв(Х) и Сэкв(Y) -- нормальные концентрации, г-экв/дм3 (молярные концентрации эквивалентов вещества, моль/дм3); VX и VY -- объемы реагирующих растворов, дм3.

Допустим, что необходимо определить концентрацию раствора титруемого вещества X-- Сэкв(Х). Для этого точно отмеряют аликвоту этого раствора VX. Затем проводят реакцию титрования раствором вещества Y концентрации Сэкв(Y) и отмечают, какой объем раствора израсходован на титрование VY -- титранта. Далее по закону эквивалентов можно рассчитать неизвестную концентрацию раствора вещества X:

Равновесие в растворах. Истинные растворы и суспензии. Равновесие в системе «осадок - насыщенный раствор». Химическое равновесие

Химические реакции могут протекать таким образом, что взятые вещества полностью превращаются в продукты реакции - как говорят, реакция идет до конца. Такие реакции называются необратимыми. Пример необратимой реакции - разложение перекиси водорода:

2Н2О2 = 2Н2О + О2 ^

Обратимые реакции одновременно протекают в 2 противоположных направлениях. т.к. полученные в результате реакции продукты взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.. Например: при взаимодействии паров йода с водородом при 300 ?C образуется иодистый водород:

Однако при 300?C йодистый водород разлагается:

Обе реакции можно выразить одним общим уравнением, заменив знак равенства знаком обратимости:

Реакция между исходными веществами называется прямой реакцией, и скорость ее зависит от концентрации исходных веществ. Химическая реакция между продуктами называется обратной реакцией, и скорость её зависит от концентрации исходных веществ. Химическая реакция между продуктами называется обратной реакцией, и скорость её зависит от концентрации полученных веществ. В начале обратимого процесса скорость прямой реакции максимальна, а скорость обратной равна нулю. По мере протекания процесса скорость прямой реакции уменьшается, т.к. концентрация взятых веществ уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается, поскольку увеличивается концентрация полученных веществ. Когда скорости обеих реакций станут равными, наступает состояние, называемое химическим равновесием. При химическом равновесии ни прямая, ни обратная реакции не прекращаются; обе они идут с одинаковой скоростью. Следовательно, химическое равновесие является подвижным, динамическим равновесием. На состояние химического равновесия роказывает влияние концентрация реагирующих веществ, температура,а для газообразных веществ -давлениев системе..

Изменяя эти условия, можно смещать равновесие вправо (при этом увеличиться выход продукта) или влево. Смещение хим. равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье:

При установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ(для данной реакции Т=соnst) представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия.

При изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это внешнее воздействие. Так, при повышении концентрации реагирующих веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Введение в равновесную систему дополнительных количеств любого из реагирующих веществ ускоряет ту реакцию, при которой оно расходуется. Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ.

Реакции, протекающие в процессе химического анализа. Виды реакций. Характеристика. Типы химических реакций

Химические реакции можно подразделить на четыре основных типа:

разложения	соединения	замещения
Реакцией разложения- называется такая хим. реакция, в кот. из одного сложного вещ-ва получается два или неск. простых или сложных вещества: 2Н2О > 2Н2^ +O2^3	Реакцией соединения называется такая реакция, в рез-те ко-торой из двух или несколько простых или сложных веществ образуется одно более сложное вещество:	Реакцией замещения называется реакция, протекающая между простым и сложным веществами, при кот. атомы прост. вещ-ва замещают атомы одного из элементов в сложном веществе: Fe+CuCl2> Cu+FeCl2 Zn+CuCl2>ZnCl2+Cu	Реакцией обмена называ-ется реакция при которой два сложных вещества обменивается своими составными частями, обра-зуя два новых вещества: NaCl+AgNO3=AgCl+NaNO3

По выделению и поглощению энергии химические реакции делят на экзотермические, идущие с выделением теплоты в окружающую среду и эндотермические, идущие с поглощенитенм теплоты из окружающей среды

Наука о методах анализа состава анализируемого вещества, (в широком смысле) и о методах всестороннего химического исследования веществ, окружающих нас на Земле называют аналитической химией. Предметом аналитической химии является теория и практика разнообразных методов анализа. Анализ того или иного вещества проводят с целью установления его качественного или количественного химического состава.

Задачей качественного анализа является открытие элементов, иногда соединений, входящих в состав исследуемого вещества Количественный анализ дает возможность определить количественное соотношение этих компонентов.

В качественном анализе для установления состава анализируемого вещества к нему прибавляют другие вещества, вызывающие такие химические превращения, которые сопровождаются образованием новых соединений, обладающих специфическими свойствами:

• - определенным физическим состоянием (осадок, жидкость, газ)
• - известной растворимостью в воде, кислотах, щелочах и др. растворителях
• - характерным цветом
• - кристаллической или аморфной структурой
• - запахом

Качественный анализ при исследовании состава неизвестного вещества всегда предшествует количественному, т.к. выбор метода количественного определения составных частей анализируемого вещества зависит от данных, полученных при помощи качественного анализа. Результаты качественного анализа не дают возможности судить о свойствах исследуемых материалов, так как свойства определяются не только тем, из каких частей состоит исследуемый объект, но и их количественным соотношением. Приступая к количественному анализу, необходимо точно знать качественный состав исследуемого вещества; зная качественный состав вещества и примерное содержание компонентов, можно правильно выбрать метод количественного определения интересующего нас элемента.

На практике, стоящая перед аналитиком задача обычно значительно упрощается благодаря тому, что качественный состав большинства исследуемых материалов хорошо известен

Методы количественного анализа

Методы количественного анализа в зависимости от характера экспериментальной техники, применяемой для конечного определения составных частей анализируемого вещества делят на 3 группы:

• - химические
• - физические
• - физико-химические(инструментальные)

Физические методы - методы анализа, при помощи которых можно определять состав исследуемого вещества, не прибегая к использованию химических реакций. К физическим методам относятся:

• - спектральный анализ- основан на исследованиях спектров испускания (или излучения и поглощения исследуемых веществ)
• - люминисцентный (флуоресцентный) - анализ, основанный на наблюдении люминисценции (свечения) анализируемых веществ, вызываемый действием ультрафиолетовых лучей
• - ренгеноструктурный-основанный на использовании рентгеновских лучей для исследования строения вещества
• - масс-спектрометрический анализ
• - методы, основанные на измерении плотности исследуемых соединений

Физико-химические методы основаны на изучении физических явлений, которые происходят прихимических ракциях, сопровождающихся изменением цвета раствора, интенсивности окраски (колориметрия), электропроводности (кондуктометрия)

Химичечкие методы основаны на использовании химических свойств элементов или ионов.

Химические	Физико-химические
Гравиметрический	Титриметрический	Колориметрический	Электрохимический
Метод количественного анализа,заключается в точном измерении массы определяемого компонента пробы, выделенного в виде соединения известного состава или в форме элемента. Классическое название весовой метод	Метод количественного анализа основан на измерении объема (или массы) раствора реактива известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом. Подразделяются по типу реакций на 4 метода: - кислотно-основной (щелочность, кислотность) - окислительно-восстановительный (бихроматный - вещество титруется раствором двухромовокислого калия, перманганатометрия, иодометрия) - комплексометрический: (титрант Трилон Б)	Метод количественного анализа основанный на оценке интенсивности окраски раствора (визуально или с помощью соответствующих приборов). Фотометрические определение возможно лишь при условии, что окраска раст-воров не слишком интен-сивна, поэтому для таких измерений применяют сильно разбав-ленные растворы. На практике фотометрические определе-ниями особенно часто пользуются тогда, когда содержание соответствующего элемента в исследуемом объекте мало и когда методы гравиметриического и титри-метрического анализа оказываются непригодными. Широкому распространению фотометрического метода способствует быстрота выполнения определения.	Метод количественного анализа, в нем сохраняется обычный принцип титриметричес-ких определений, но момент окончания соответствующей реак-ции устанавливают путем измерения электропроводимости раствора (кондукто-метрический метод), либо путем измерения потенциала того или иного электрода, погруженного в исследуемый раствор (потенциометрический метод)

В количественном анализе различают макро-, микро- и полу микро- методы.

При макроанализе берут сравнительно большие (около 0,1 г и более) навески исследуемого твердого вещества или большие объемы растворов (несколько десятков миллилитров и более). Основным рабочим инструментом в этом методе являются аналитические весы, позволяющие взвешивать с точностью до 0,0001-0,0002 г в зависимости от конструкции весов (т.е. 0,1-0,2 мг).

В микро- и полумикрометодах количественного анализа используют навески от 1 до 50 мг и объемы раствора от десятых долей миллилитра до нескольких миллилитров. для этих методов применяют более чувствительные весы, например микровесы (точность взвешивания до 0,001 мг) а также более точную аппаратуру для измерения объемов растворов.

Объемный анализ, сущность и характеристика метода. Понятие о титровании, титре. Общие приемы титрования, способы установки титра

Титриметрический (объемный)анализ Сущность анализа.

Титриметрический анализ в отношении скорости выполнения дает огромное преимущество по сравнению с гравиметрическим анализом. При титриметрическом анализе измеряют объем затрачиваемого на проведение реакции раствора реагента, концентрация (или титр) которого всегда точно известна. Под титром обычно понимают число граммов или миллиграммов растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора. Таким образом, в титриметрическом анализе количественное определение химических веществ осуществляется чаще всего путем точного измерения объемов растворов двух веществ, вступающих между собой в реакцию.

При анализе титрованный раствор реактива помещают в измерительный сосуд, называемый бюреткой, и понемногу приливают его к исследуемому раствору, до тех пор, пока тем или иным способом не будет установлено, что затраченное количество реактива эквивалентно количеству определяемого вещества. Эта операция называется титрованием

Титруемым веществом называют вещество, концентрацию раствора которого необходимо установить. При этом объем раствора титруемого вещества должен быть известен.

Титрантом называют раствор реагента, используемый для титрования, концентрация которого известна с высокой точностью. Его часто называют стандартным (рабочим) или титрованным раствором.

Раствор можно приготовить несколькими способами:

• - по точной навеске исходного вещества (в качестве исходных веществ можно использовать только химически чистые устойчивые соединения, состав которых строго соответствует химической формуле, а также легко очищаемые вещества);
• - по фиксаналу (по строго определенному количеству вещества, обычно 0,1 моль или его доля, помещенному в стеклянную ампулу);
• - по приблизительной навеске с последующим определением концентрации по первичному стандарту (необходимо иметь первичный стандарт -- химически чистое вещество точно известного состава, отвечающее соответствующим требованиям);
• - путем разбавления заранее приготовленного раствора с известной концентрацией.

Титрование -- основной прием титриметрического анализа, заключающийся в постепенном прибавлении раствора реагента известной концентрации из бюретки (титранта) к анализируемому раствору до достижения точки эквивалентности. Часто фиксирование точки эквивалентности. оказывается возможным благодаря тому, что окрашенный реагент в процессе реакции изменяет свою окраску (при титровании окисляемости). Или в исследуемый раствор добавляются вещества, претерпевающие какое-либо изменение при титровании и тем самым позволяющие фиксировать точку эквивалентности, эти вещества называются индикаторами. Основной характеристикой индикаторов принято считать не значение конечной точки титрования, а интервал перехода окраски индикатора. Изменение окраски индикатора становится заметным для человеческого глаза не при конкретном значении рТ,

Интервал перехода кислотно-основных индикаторов

Индикатор	перехода, рН	Кислотная форма	Основная форма
Ализариновый желтый					Фиолетовая
Тимолфталеин				Бесцветная
Фенолфталеин				Бесцветная
Крезоловый пурпурный					Пурпурная
Феноловый красный
Бромтимоловый синий
Метиловый красный
Метиловый оранжевый
Бромфеноловый синий

Однако, даже при наличии индикаторов применение их не всегда возможно. Обычно нельзя титровать с индикаторами сильно окрашенные или мутные растворы, так как перемена окраски индикатора становится трудно различимой.

В таких случаях точку эквивалентности иногда фиксируют по изменению некоторых физических свойств раствора при титровании. На этом принципе основаны электротитриметрические методы анализа. Например, кондуктометрический метод, при котором точку эквивалентности находят, измеряя электропроводность раствора; потенциометрический метод, основанный на измерении окислительно-восстановительного потенциала раствора (метод потенциометрического титрования).

Кроме того, необходимо, чтобы прибавляемый титрованный раствор реактива расходовался исключительно на реакцию с определяемым веществом, т.е. при титровании не должны протекать побочные реакции, делающие точное вычисление результатов анализа невозможным. Точно так же необходимо отсутствие в растворе веществ, мешающих течению реакции или препятствующих фиксированию точки эквивалентности.

В качестве реакции можно использовать только те химические взаимодействия между титруемым веществом и титрантом, которые отвечают следующим требованиям:

• 1) реакция должна быть строго стехиометрической, т.е. химический состав титруемого вещества, титранта и продуктов реакции должен быть строго определен и неизменен;
• 2) реакция должна протекать быстро, поскольку в течение длительного времени в растворе могут произойти изменения (за счет конкурирующих реакций), природу и влияние которых на основную реакцию титрования достаточно сложно предугадать и учесть;
• 3) реакция должна протекать количественно (по возможности полностью), т.е. константа равновесия реакции титрования должна быть как можно выше;
• 4) должен существовать способ определения конца реакции. .

В титриметрии различают следующие варианты титрования:

• - метод прямого титрования. Титрант непосредственно добавляют к титруемому веществу. Данный метод применяют, если все требования, предъявляемые к реакции титрования выполняются;
• - метод обратного титрования. К титруемому веществу прибавляют заведомый избыток титранта, доводят реакцию до конца, а затем титруют избыток не прореагировавшего титранта другим титрантом, т.е. титрант, используемый в первой части опыта, сам превращается в титруемое вещество во второй части опыта. Данный метод применяют, если скорость реакции мала, не удается подобрать индикатор, наблюдаются побочные эффекты (например, потери определяемого вещества вследствие его летучести) или реакция происходит не стехиометрически; - метод косвенного титрования по заместителю. Производят сте-хиометрическую реакцию титруемого соединения с другим реагентом, а получившееся в результате этой реакции новое соединение титруют подходящим титрантом. Метод применяют, если реакция нестехиометрична или происходит медленно.

РАСТВОРЕНИЕ.

РАСТВОРИМОСТЬ ВЕЩЕСТВ В ВОДЕ.

I РАСТВОРЕНИЕ И РАСТВОРЫ.

РАСТВОРЕНИЕ. РАСТВОРЫ.

Физическая теория (Вант – Гофф,

Оствальд, Аррениус).

Растворение – это процесс диффузии ,

а растворы – это однородные смеси.

Химическая теория (Менделеев,

Каблуков, Кистяковский).

Растворение – это процесс химического

взаимодействия растворяемого вещества

с водой, - процесс гидратации,

а растворы – это соединения – гидраты.

Современная теория.

Растворение – это физико - химический процесс, протекающий между растворителем и частицами растворенного вещества и сопровождающийся процессом диффузии.

Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия – гидратов.

II ПРИЗНАКИ ХИМИЧЕСКОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ПРИ РАСТВОРЕНИИ.

1. Тепловые явления.

ü Экзотермические – это явления, сопровождающиеся выделением теплоты /растворение в воде концентрированной серной кислоты H2SO4/.

ü Эндотермические – это явления, сопровождающиеся поглощением теплоты /растворение в воде кристаллов нитрата аммония NH4NO3/.

2. Изменение цвета.

CuSO4 + 5H2O → CuSO4∙ 5H2O

белые голубые кристаллы

кристаллы

3. Изменение объема.

III ЗАВИСИМОСТЬ ТВЕРДЫХ ВЕЩЕСТВ ОТ РАСТВОРЕНИЯ.

1. От природы веществ:

ü хорошо растворимые в воде /более 10г вещества на 100г воды/;

ü малоратсворимые в воде /менее 1г/;

ü практически нерастворимые в воде /меньше 0,01г/.

2. От температуры.

IV ТИПЫ РАСТВОРОВ ПО РАСТВОРИМОСТИ.

Ø По степени растворимости:

ü Ненасыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре и давлении возможно дальнейшее растворение уже содержащегося в нем вещества.

ü Насыщенный раствор – раствор, находящейся в фазовом равновесии с растворяемым веществом.

ü Перенасыщенный раствор – неустойчивый раствор, в котором содержание растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе этого же вещества при тех значениях температуры и давлении.

Ø По степени соотношения растворимого вещества к растворителю:

ü концентрированные;

ü разбавленные.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД).

I. Теория электролитической диссоциации (ТЭД) была предложена шведским ученым Сванте Аррениус в 1887г.

Позднее ТЭД развивалась и совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов помимо теории электролитической диссоциации С. Аррениуса включает в себя представления о гидратации ионов (,), теорию сильных электролитов (, 1923г.).

II. ВЕЩЕСТВА

Электролиты – вещества, растворы

или расплавы которых проводят

электрический ток.

/кислоты, соли, основания/

Неэлектролиты – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

/простые вещества/

ИОНЫ – заряженные частицы.

ü катионы /kat+/– положительно заряженные частицы.

ü анионы /an-/– отрицательно заряженные частицы

III. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД:

ü Самопроизвольный процесс распада электролита на ионы в растворе или в расплаве носит название электролитической диссоциации .

ü В водных растворах ионы находятся не в свободном, а в гидратированном состоянии, т. е. окруженные диполями воды и химически с ними связанными. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.

ü Для одного и того же растворенного вещества степень диссоциации увеличивается по мере разбавления раствора.

ü В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока, ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду .

МЕХАНИЗМ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

1. ЭД ионных веществ:

ü Ориентация диполей воды относительно ионов кристалла.

ü Распад кристалла на ионы (собственно диссоциация).

ü Гидратация ионов.

2. ЭД веществ с ковалентным полярным типом химической связи.

ü Разрушение водородных связей между молекулами воды, образование диполей воды.

ü Ориентация диполей воды относительно диполей полярной молекулы.

ü Сильная поляризация связи, в результате которой общая электронная пара полностью смещается к атомной частице более электроотрицательного элемента.

ü Распад вещества на ионы (собственно диссоциация).

ü Гидратация ионов.

СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ /α/

1. Степень ЭД – это отношение числа распавшихся молекул к общему числу частиц в растворе.

α = ─ ∙ 100%

N общ.

2. По величине степени ЭД вещества делятся:

ü сильные электролиты /HCl; H2SO4; NaOH; Na2CO3/

ü электролиты средней силы /H3PO4/

ü слабые электролиты /H2CO3; H2SO3/.

ХИМИЧЕСКИЙ ДИКТАНТ

ПО ТЕМЕ: «ЭЛЕТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ»

1. Все растворимые в воде основания – сильные электролиты.

2. Гидролизу подвергаются только растворимые в воде соли.

3. Диссоциация – это обратимый процесс.

4. Сутью реакции нейтрализации, СН3СООН + КОН → СН3СООК + Н2О , отраженной в виде краткого ионного уравнения химической реакции является: Н++ ОН- → Н2О .

5. BaSO 4 ; AgCl – это нерастворимые в воде соли, поэтому они не диссоциируют на ионы.

6. Правильно ли составлено уравнение диссоциации следующих солей:

ü Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

ü KCl → K+ + Cl-

7. Уравнение диссоциации сернистой кислоты имеет следующий вид: H 2 SO 3 → 2 H + + SO 3 2- .

8. Истинная степень диссоциации сильного электролита менее 100%.

9. В результате реакции нейтрализации всегда образуется соль и вода.

10. Только растворимые в воде основания – щелочи, являются электролитами.

11. Представленные ниже уравнения химических реакций являются реакциями ионного обмена:

ü 2KOH + SiO2 → K2SiO3 + H2O

ü Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

ü CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

12. Сернистая кислота является слабой кислотой, поэтому она распадается на воду (Н2О) и сернистый газ (SO2).

H2SO3 → H2O + SO2 .

КОД

1. Нет /исключение NH3∙H2O/

2. Нет: Al2S3 + 2H2O → 2AlOHS + H2S

3. Нет. /Диссоциация только слабых электролитов является обратимым процессом, сильные электролиты диссоциируют необратимо/.

4. Нет: CH3COOH + OH - → CH3COO= + H2O.

5. Нет. /Данные соли нерастворимы по отношению к воде, но они способны диссоциировать/.

6. Нет. /Данные соли являются сильными электролитами, поэтому диссоциируют необратимо/.

7. Нет. /Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато/.

8. Нет. /Истинная степень диссоциации равна 100%/.

9. Нет: NH3(г.) + HCl(г.) → NH4Cl, под вопросом остается образование воды.

10. Нет. /Все основания электролиты/.

11. Нет. /Это реакции обмена, но ионного/.

12. Нет. /Распад сернистой кислоты происходит так как это непрочная кислота/.

ПРАВИЛА

СОСТАВЛЕНИЯ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

1. Простые вещества, оксиды, а также нерастворимые кислоты, соли и основания на ионы не раскладывают.

2. Для реакции ионного обмена используются растворы, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов. /Если малорастворимое вещество является исходным соединением, то на ионы его раскладывают при составление ионных уравнений химических реакций/.

3. Если малорастворимое образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4. Сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой чести.

УСЛОВИЯ

ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА

1. Образование малодиссоциирующего вещества воды – Н2О:

ü HCl + NaOH → NaCl + H2O

H+ + Cl - + Na+ + OH- → Na+ + Cl - + H2O

H+ + OH - → H2O

ü Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + SO42- → Cu2+ + SO42- + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ → Cu2+ + 2H2O

2. Выпадение осадка:

ü FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Fe3++ 3Cl - + 3Na+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na++ 3Cl-

Fe3++ 3OH - → Fe(OH)3↓

ü BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Ba2++ 2Cl - + 2H++ SO42- → BaSO4↓ + 2H++ 2Cl-

Ba2++ SO42- → BaSO4↓

ü AgNO3 + KBr → AgBr↓ + KNO3

Ag+ + NO3- + K++ Br - → AgBr↓ + K++ NO3-

Ag+ + Br - → AgBr↓

3. Выделение газа:

ü Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2

2Na++ CO32-+ 2H++ 2Cl- → 2Na++ 2Cl - + H2O + CO2

CO32-+ 2H+ → H2O + CO2

ü FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S

FeS + 2H++ SO42-→ Fe2++ SO42-+ H2S

FeS + 2H+→ Fe2++ H2S

ü K2SO3 + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O + SO2

2K++ SO32-+ 2H++ 2NO3- → 2K++ 2NO3- + H2O + SO2